Kuidas puhas kaltsium välja näeb? Kaltsium ja selle omadused

Kaltsiumiühendid- lubjakivi, marmor, kips (nagu ka lubi - lubjakivi toode) on ehituses kasutatud iidsetest aegadest. Kuni 18. sajandi lõpuni pidasid keemikud lubi lihtsaks aineks. 1789. aastal väitis A. Lavoisier, et lubi, magneesiumoksiid, bariit, alumiiniumoksiid ja ränidioksiid on kompleksained. Aastal 1808 valmistas Davy märja kustutatud lubja ja elavhõbeoksiidi segu elektrolüüsiga elavhõbekatoodiga kaltsiumamalgaami ja pärast elavhõbeda sellest välja ajamist sai metalli nimega "kaltsium" (alates lat. Calx, perekond. juhtum kalts - lubi).

Elektronide paigutus orbiitidel.

+20Ca… |3s 3p 3d | 4s

Kaltsiumi nimetatakse leelismuldmetalliks, see on klassifitseeritud S-elemendiks. Väliselektroonilisel tasandil on kaltsiumil kaks elektroni, seega annab ta ühendeid: CaO, Ca (OH) 2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 jne. Kaltsium kuulub tüüpiliste metallide hulka - sellel on kõrge afiinsus hapniku suhtes, ta redutseerib peaaegu kõik metallid nende oksiididest ja moodustab üsna tugeva aluse Ca (OH) 2.

Metallide kristallvõred võivad olla erinevat tüüpi, kuid kaltsiumi iseloomustab näokeskne kuupvõre.

Metallograafiliste meetoditega emiteeritakse kristallide suurusi, kuju ja omavahelist paigutust metallides. Kõige täielikuma hinnangu metallistruktuurile annab selles osas selle õhukese lõigu mikroskoopiline analüüs. Katsetatavast metallist lõigatakse välja proov, mille tasapind lihvitakse, poleeritakse ja söövitatakse spetsiaalse lahusega (söövitusega). Söövitamise tulemusena tuuakse esile proovi struktuur, mida uuritakse või pildistatakse metallograafilise mikroskoobi abil.

Kaltsium on kerge metall (d = 1,55), värvuselt hõbevalge. See on kõvem ja sulab kõrgemal temperatuuril (851°C) kui naatrium, mis on perioodilisuse tabelis selle kõrval. Seda seetõttu, et metallis on kaks elektroni kaltsiumiooni kohta. Seetõttu on ioonide ja elektrongaasi vaheline keemiline side tugevam kui naatriumil. Keemilistes reaktsioonides kanduvad kaltsiumi valentselektronid üle teiste elementide aatomitele. Sel juhul moodustuvad kahekordse laenguga ioonid.

Kaltsium reageerib tugevalt metallidega, eriti hapnikuga. Õhus oksüdeerub see aeglasemalt kui leelismetallid, kuna sellel olev oksiidkile on hapnikule vähem läbilaskev. Kuumutamisel põleb kaltsium, eraldudes tohutul hulgal soojust:

Kaltsium reageerib veega, tõrjudes sellest välja vesiniku ja moodustades aluse:

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

Tänu oma kõrgele reageerimisvõimele hapnikuga on kaltsiumil teatud kasutusvõimalused haruldaste metallide saamiseks nende oksiididest. Metalloksiide kuumutatakse koos kaltsiumlaastudega; reaktsioonide tulemusena saadakse kaltsiumoksiid ja metall. Samal omadusel põhineb kaltsiumi ja mõnede selle sulamite kasutamine metallide niinimetatud deoksüdatsiooniks. Kaltsium lisatakse sulametallile ja see eemaldab lahustunud hapniku jäljed; tekkiv kaltsiumoksiid hõljub metalli pinnale. Kaltsium on osa mõnedest sulamitest.

Kaltsium saadakse sula kaltsiumkloriidi elektrolüüsil või aluminotermilisel meetodil. Kaltsiumoksiid ehk kustutatud lubi on valge pulber, mis sulab 2570°C juures. See saadakse lubjakivi kaltsineerimisel:

CaCO3 \u003d CaO + CO2 ^

Kaltsiumoksiid on aluseline oksiid, mistõttu see reageerib hapete ja happeanhüdriididega. Veega annab see aluse - kaltsiumhüdroksiidi:

CaO + H2O = Ca(OH)2

Vee lisamine kaltsiumoksiidile, mida nimetatakse lubja kustutamiseks, eraldub suurel hulgal soojust. Osa veest muundatakse auruks. Kaltsiumhüdroksiid ehk kustutatud lubi on valge aine, vees vähe lahustuv. Kaltsiumhüdroksiidi vesilahust nimetatakse lubjaveeks. Sellisel lahusel on üsna tugevad leeliselised omadused, kuna kaltsiumhüdroksiid dissotsieerub hästi:

Ca (OH) 2 \u003d Ca + 2OH

Võrreldes leelismetallioksiidide hüdraatidega on kaltsiumhüdroksiid nõrgem alus. Seda seletatakse asjaoluga, et kaltsiumiioon on kahekordselt laetud ja tõmbab hüdroksüülrühmi tugevamini ligi.

Hüdreeritud lubi ja selle lahus, mida nimetatakse lubjaveeks, reageerivad hapete ja happeanhüdriididega, sealhulgas süsinikdioksiidiga. Lubjavett kasutatakse laborites süsinikdioksiidi avastamiseks, kuna tekkiv lahustumatu kaltsiumkarbonaat muudab vee häguseks:

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Süsihappegaasi pikaajalisel läbilaskmisel muutub lahus aga uuesti läbipaistvaks. See on tingitud asjaolust, et kaltsiumkarbonaat muudetakse lahustuvaks soolaks - kaltsiumvesinikkarbonaadiks:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

Tööstuses saadakse kaltsiumi kahel viisil:

Kuumutades CaO ja Al pulbri briketeeritud segu temperatuuril 1200 ° C vaakumis 0,01–0,02 mm. rt. Art.; vabaneb reaktsioonist:

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

Kaltsiumiaur kondenseerub külmal pinnal.

CaCl2 ja KCl sulami elektrolüüsil vedela vask-kaltsiumkatoodiga valmistatakse Cu-Ca sulam (65% Ca), millest kaltsium destilleeritakse temperatuuril 950–1000 °C vaakumis välja. 0,1-0,001 mm Hg.

Samuti on välja töötatud meetod kaltsiumi saamiseks kaltsiumkarbiidi CaC2 termilise dissotsiatsiooni teel.

Kaltsium on üks enim leiduvaid elemente looduses. See sisaldab umbes 3% (massist) maakoores. Kaltsiumisoolad moodustavad looduses suuri kogumeid karbonaatide (kriit, marmor), sulfaatide (kips), fosfaatide (fosforiidid) kujul. Vee ja süsihappegaasi mõjul lahustuvad karbonaadid süsivesinike kujul ning kanduvad maa-alused ja jõeveed pikkade vahemaade taha. Kaltsiumisoolade väljapesemisel võivad tekkida koopad. Vee aurustumise või temperatuuri tõusu tõttu võivad uude kohta tekkida kaltsiumkarbonaadi ladestused. Nii tekivad näiteks koobastes stalaktiidid ja stalagmiidid.

Lahustuvad kaltsiumi- ja magneesiumisoolad määravad vee üldise kareduse. Kui neid esineb vees väikestes kogustes, nimetatakse seda vett pehmeks. Nende soolade suure sisaldusega (100–200 mg kaltsiumisoolasid - 1 liitris ioonide kohta) peetakse vett kõvaks. Sellises vees vahutab seep halvasti, kuna kaltsiumi- ja magneesiumisoolad moodustavad sellega lahustumatuid ühendeid. Karedas vees keevad toiduained halvasti ja keetes tekib katlakivi aurukatelde seintele. Katlakivi juhib halvasti soojust, põhjustab kütusekulu suurenemist ja kiirendab katla seinte kulumist. Katlakivi moodustamine on keeruline protsess. Kuumutamisel kaltsiumi ja magneesiumi süsihappe happesoolad lagunevad ja muutuvad lahustumatuteks karbonaatideks:

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

Kuumutamisel väheneb ka kaltsiumsulfaadi CaSO4 lahustuvus, seega on see skaala osa.

Kaltsium- ja magneesiumvesinikkarbonaatide karedust vees nimetatakse karbonaadiks või ajutiseks, kuna see eemaldatakse keetmise teel. Lisaks karbonaadi karedusele eristatakse ka mittekarbonaatset kõvadust, mis sõltub sulfaatide ning kaltsiumi ja magneesiumi kloriidide sisaldusest vees. Neid sooli ei eemaldata keetmisel ja seetõttu nimetatakse mittekarbonaatset kõvadust ka konstantseks kõvaduseks. Karbonaatne ja mittekarbonaatne kõvadus annavad kokku kogu kõvaduse.

Kareduse täielikuks kõrvaldamiseks destilleeritakse mõnikord vett. Keeda vett karbonaadi kareduse eemaldamiseks. Üldine kõvadus kõrvaldatakse kas kemikaalide lisamisega või nn katioonivahetite kasutamisega. Keemilise meetodi kasutamisel muudetakse lahustuvad kaltsiumi- ja magneesiumisoolad lahustumatuteks karbonaatideks, näiteks lisatakse lubjapiim ja sooda:

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

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

Jäikuse eemaldamine katioonivahetitega on arenenum protsess. Katioonivahetid on kompleksained (räni ja alumiiniumi looduslikud ühendid, suure molekulmassiga orgaanilised ühendid), mille koostist saab väljendada valemiga Na2R, kus R on kompleksne happejääk. Kui vesi filtreeritakse läbi katioonvaheti kihi, vahetatakse Na-ioonid (katioonid) Ca- ja Mg-ioonide vastu:

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Järelikult lähevad Ca ioonid lahusest katioonvahetisse ja Na ioonid katioonivahetist lahusesse. Kasutatud katioonivaheti taastamiseks pestakse seda keedusoola lahusega. Sel juhul toimub vastupidine protsess: katioonivaheti Ca-ioonid asendatakse Na-ioonidega:

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

Regenereeritud katioonvahetit saab uuesti kasutada vee töötlemiseks.

Puhta metalli kujul kasutatakse Ca-d U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb ja mõnede haruldaste muldmetallide ja nende ühendite redutseerijana. Seda kasutatakse ka teraste, pronksi ja muude sulamite desoksüdeerimiseks, väävli eemaldamiseks naftatoodetest, orgaaniliste vedelike dehüdratsiooniks, argooni puhastamiseks lämmastikulisanditest ja gaasiabsorberina elektrilistes vaakumseadmetes. Pb-Na-Ca süsteemi antifiktiivsed materjalid, aga ka Pb-Ca sulamid, mida kasutatakse elektrikaablite kestade valmistamiseks, on saanud tehnoloogias suure kasutuse. Sulamit Ca - Si - Ca (ränikaltsiumi) kasutatakse kvaliteetteraste tootmisel deoksüdeerijana ja degaseerijana.

Kaltsium on üks biogeensetest elementidest, mis on vajalik eluprotsesside normaalseks kulgemiseks. Seda leidub kõigis loomade ja taimede kudedes ja vedelikes. Ainult haruldased organismid võivad areneda keskkonnas, kus puudub Ca. Mõnes organismis ulatub Ca sisaldus 38% -ni: inimestel - 1,4–2%. Taimsete ja loomsete organismide rakud vajavad ekstratsellulaarses keskkonnas rangelt määratletud Ca-, Na- ja K-ioonide suhteid. Taimed saavad Ca mullast. Vastavalt nende suhtele Ca-ga jagunevad taimed kaltsefiilideks ja kaltsefoobideks. Loomad saavad Ca toidust ja veest. Ca on vajalik mitmete rakustruktuuride moodustamiseks, raku välismembraanide normaalse läbilaskvuse säilitamiseks, kalade ja teiste loomade marjade viljastamiseks ning mitmete ensüümide aktiveerimiseks. Ca ioonid edastavad ergastuse lihaskiule, põhjustades selle kokkutõmbumist, suurendavad südame kontraktsioonide tugevust, suurendavad leukotsüütide fagotsüütfunktsiooni, aktiveerivad vere kaitsvate valkude süsteemi ja osalevad selle hüübimises. Rakkudes on peaaegu kogu Ca ühendite kujul valkude, nukleiinhapete, fosfolipiididega, kompleksides anorgaaniliste fosfaatide ja orgaaniliste hapetega. Inimeste ja kõrgemate loomade vereplasmas saab valkudega seostada vaid 20-40% Ca. Skeletiga loomadel kasutatakse ehitusmaterjalina kuni 97–99% kogu Ca-st: selgrootutel peamiselt CaCO3 kujul (molluskite kestad, korallid), selgroogsetel fosfaatidena. Paljud selgrootud säilitavad Ca enne sulamist uue skeleti ehitamiseks või ebasoodsates tingimustes elutähtsate funktsioonide tagamiseks. Ca sisaldust inimeste ja kõrgemate loomade veres reguleerivad kõrvalkilpnäärme ja kilpnäärme hormoonid. Nendes protsessides on kõige olulisem roll D-vitamiinil. Ca imendumine toimub peensoole eesmises osas. Ca assimilatsioon halveneb soolestiku happesuse vähenemisega ja sõltub Ca, fosfori ja rasva vahekorrast toidus. Optimaalne Ca/P suhe lehmapiimas on umbes 1,3 (kartulil 0,15, ubadel 0,13, lihas 0,016). P- ja oksaalhappe liiaga toidus halveneb Ca imendumine. Sapphapped kiirendavad selle imendumist. Optimaalne Ca/rasva suhe inimtoidus on 0,04 - 0,08 g Ca 1 g kohta. rasv. Ca eritumine toimub peamiselt soolte kaudu. Imetajad kaotavad imetamise ajal koos piimaga palju Ca. Fosfori-kaltsiumi metabolismi häiretega noortel loomadel ja lastel areneb rahhiit, täiskasvanud loomadel - luustiku koostise ja struktuuri muutus (osteomalaatsia).

Meditsiinis kõrvaldavad Ca ravimid Ca ioonide puudumisega seotud häired organismis (teetania, spasmofiilia, rahhiidi korral). Ca preparaadid vähendavad ülitundlikkust allergeenide suhtes ja neid kasutatakse allergiliste haiguste (seerumtõbi, unepalavik jt) raviks. Ca preparaadid vähendavad veresoonte suurenenud läbilaskvust ja neil on põletikuvastane toime. Neid kasutatakse hemorraagilise vaskuliidi, kiiritushaiguse, põletikuliste protsesside (kopsupõletik, pleuriit jne) ja mõnede nahahaiguste korral. Seda määratakse hemostaatilise vahendina, südamelihase aktiivsuse parandamiseks ja digitaalise preparaatide toime tugevdamiseks, magneesiumisooladega mürgituse vastumürgina. Koos teiste ravimitega kasutatakse Ca preparaate sünnituse stimuleerimiseks. Ca kloriidi manustatakse suu kaudu ja intravenoosselt. Koeteraapias on pakutud ossokaltsinooli (spetsiaalselt valmistatud luupulbri 15% steriilne suspensioon virsikuõlis).

Ca preparaatide hulka kuuluvad ka kips (CaSO4), mida kasutatakse kirurgias kipsi tegemiseks, ja kriit (CaCO3), mida manustatakse suu kaudu maomahla happesuse suurendamisel ja hambapulbri valmistamiseks.

KALTSIUM (ladina Calcium), Ca, perioodilise süsteemi lühivormi II rühma (pika vormi 2. rühma) keemiline element; viitab leelismuldmetallidele; aatomnumber 20; aatommass 40,078. Looduses on 6 stabiilset isotoopi: 40 Ca (96,941%), 42 Ca (0,647%), 43 Ca (0,135%), 44 Ca (2,086%), 46 Ca (0,004%), 48 Ca (0,187%) ; kunstlikult saadud radioisotoobid massinumbritega 34-54.

Ajaloo viide. Paljud looduslikud kaltsiumiühendid olid tuntud iidsetel aegadel ja neid kasutati laialdaselt ehituses (näiteks kips, lubi, marmor). Metallilise kaltsiumi eraldas esmakordselt G. Davy 1808. aastal CaO ja HgO oksiidide segu elektrolüüsi ja sellele järgneva moodustunud kaltsiumamalgaami lagunemise käigus. Nimi pärineb ladinakeelsest sõnast calx (genitiiv calcis) – lubi, pehme kivi.

Levik looduses. Kaltsiumisisaldus maakoores on 3,38 massiprotsenti. Suure keemilise aktiivsuse tõttu ei esine seda vabas olekus. Levinumad mineraalid on anortiit Ca, anhüdriit CaSO 4, apatiit Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), kips CaSO 4 2H 2 O, kaltsiit ja aragoniit CaCO 3, perovskiit CaTiO 3, fluoriit CaF 2, scheeliit CaWO neli. Kaltsiumi mineraalid on osa settekivimitest (näiteks lubjakivist), tard- ja moondekivimitest. Kaltsiumiühendeid leidub elusorganismides: need on selgroogsete luukoe põhikomponendid (hüdroksüapatiit, fluorapatiit), korallide skeletid, molluskite kestad (kaltsiumkarbonaat ja fosfaadid) jne. Ca 2+ ioonide olemasolu määrab vee kareduse .

Omadused. Kaltsiumiaatomi välise elektronkihi konfiguratsioon on 4s 2 ; ühendites on selle oksüdatsiooniaste +2, harva +1; Paulingi elektronegatiivsus 1,00, aatomiraadius 180 pm, Ca 2+ iooni raadius 114 pm (koordinatsiooniarv 6). kaltsium on hõbevalge pehme metall; kuni 443 °С, kuuppinnakeskse kristallvõrega modifikatsioon on stabiilne, üle 443 °С - kuupkehakeskse võrega; t pl 842°С, t kip 1484 °С, tihedus 1550 kg/m3; soojusjuhtivus 125,6 W/(m K).

Kaltsium on kõrge keemilise aktiivsusega metall (säilitatakse hermeetiliselt suletud anumates või mineraalõli kihi all). Normaalsetes tingimustes interakteerub kergesti hapnikuga (moodustub kaltsiumoksiid CaO), kuumutamisel - vesinikuga (CaH 2 hüdriid), halogeenidega (kaltsiumhalogeniidid), booriga (CaB 6 boriid), süsinikuga (kaltsiumkarbiid CaC 2), räniga (Ca silitsiidid 2 Si, CaSi, CaSi 2, Ca 3 Si 4), lämmastik (Ca 3 N 2 nitriid), fosfor (Ca 3 P 2, CaP, CaP 5 fosfiidid), kalkogeenid (CaX kalkogeniidid, kus X on S, Vaata, need). Kaltsium suhtleb teiste metallidega (Li, Cu, Ag, Au, Mg, Zn, Al, Pb, Sn jne), moodustades intermetallilisi ühendeid. Metallkaltsium reageerib veega, moodustades kaltsiumhüdroksiidi Ca(OH) 2 ja H 2 . Interakteerub jõuliselt enamiku hapetega, moodustades vastavad soolad (näiteks kaltsiumnitraat, kaltsiumsulfaat, kaltsiumfosfaadid). See lahustub vedelas ammoniaagis, moodustades metallilise juhtivusega tumesinise lahuse. Ammoniaagi aurustumisel eraldub sellisest lahusest ammoniaak. Kaltsium reageerib järk-järgult ammoniaagiga, moodustades amiid Ca(NH 2) 2 . See moodustab erinevaid kompleksühendeid, kõige olulisemad on kompleksid hapnikku sisaldavate polüdentaatligandidega, näiteks Ca kompleksonaadid.

Bioloogiline roll. Kaltsium viitab biogeensetele elementidele. Inimese ööpäevane kaltsiumivajadus on umbes 1 g.Elusorganismides osalevad kaltsiumiioonid lihaste kokkutõmbumise protsessides ja närviimpulsside edasikandumises.

Kviitung. Kaltsiummetalli saadakse elektrolüütiliste ja metallotermiliste meetoditega. Elektrolüütiline meetod põhineb sula kaltsiumkloriidi elektrolüüsil puutekatoodiga või vedela vask-kaltsiumkatoodiga. Saadud vase-kaltsiumisulamist destilleeritakse kaltsium ära temperatuuril 1000–1080 °C ja rõhul 13–20 kPa. Metallotermiline meetod põhineb kaltsiumi redutseerimisel selle oksiidist alumiiniumi või räniga temperatuuril 1100-1200 °C. Nii tekib aluminaat või kaltsiumsilikaat, aga ka gaasiline kaltsium, mis seejärel kondenseerub. Kaltsiumiühendite ja kaltsiumi sisaldavate materjalide tootmine maailmas umbes 1 miljard tonni aastas (1998).

Rakendus. Kaltsiumi kasutatakse redutseerijana paljude metallide (Rb, Cs, Zr, Hf, V jne) tootmisel. Kaltsiumi silitsiide, samuti kaltsiumi sulameid naatriumi, tsingi ja teiste metallidega kasutatakse osade sulamite ja õlide desoksüdeerijatena ja väävlitustajatena, argooni puhastamiseks hapnikust ja lämmastikust ning gaasiabsorberina vaakumseadmetes. CaCl 2 kloriidi kasutatakse kuivatusainena keemilises sünteesis, kipsi kasutatakse meditsiinis. Kaltsiumsilikaadid on tsemendi põhikomponendid.

Lit .: Rodyakin VV Kaltsium, selle ühendid ja sulamid. M., 1967; Spitsyn V.I., Martynenko L.I. Anorgaaniline keemia. M., 1994. 2. osa; Anorgaaniline keemia / Toimetanud Yu. D. Tretjakov. M., 2004. T. 2.

L. N. Komissarova, M. A. Rjumin.

Kaltsium (ladina keeles Calcium, tähistatud sümboliga Ca) on element, mille aatomnumber on 20 ja aatommass on 40,078. See on teise rühma, Dmitri Ivanovitš Mendelejevi keemiliste elementide perioodilisuse tabeli neljanda perioodi põhialarühma element. Tavalistes tingimustes on lihtaine kaltsium kerge (1,54 g/cm3) tempermalmist pehme, reaktiivne hõbevalge värvusega leelismuldmetall.

Looduses esineb kaltsium kuue isotoobi seguna: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), 43Ca (0,145%), 44Ca (2,06%), 46Ca (0,0033%) ja 48Ca (0,185%). Kahekümnenda elemendi peamine isotoop - kõige levinum - on 40Ca, selle isotoopide arvukus on umbes 97%. Kuuest looduslikust kaltsiumi isotoobist viis on stabiilsed, kuues isotoop 48Ca, kuuest raskeim ja üsna haruldane (selle isotoopide arvukus on vaid 0,185%), on hiljuti leitud, et see läbib kahekordse β-lagunemise poolestusajaga 5,3∙1019 aastat. Kunstlikult toodetud isotoobid massinumbritega 39, 41, 45, 47 ja 49 on radioaktiivsed. Kõige sagedamini kasutatakse neid isotoopide märgistusainena mineraalide ainevahetuse protsesside uurimisel elusorganismis. 45Ca, mis saadakse metallilise kaltsiumi või selle ühendite kiiritamisel neutronitega uraanireaktoris, mängib olulist rolli pinnases toimuvate ainevahetusprotsesside uurimisel ja taimede kaltsiumi assimilatsiooniprotsesside uurimisel. Tänu samale isotoobile oli sulatusprotsessi käigus võimalik tuvastada erinevat tüüpi terase ja ülipuhta raua saasteallikaid kaltsiumiühenditega.

Kaltsiumiühendid – marmor, kips, lubjakivi ja lubi (lubjakivi põletamise saadus) on tuntud juba iidsetest aegadest ning neid kasutati laialdaselt ehituses ja meditsiinis. Vanad egiptlased kasutasid oma püramiidide ehitamisel kaltsiumiühendeid ning suure Rooma elanikud leiutasid betooni – kasutades selleks killustiku, lubja ja liiva segu. Kuni 18. sajandi lõpuni olid keemikud veendunud, et lubi on lihtne keha. Alles 1789. aastal väitis Lavoisier, et lubi, alumiiniumoksiid ja mõned muud ühendid on keerulised ained. 1808. aastal sai metallilise kaltsiumi G. Davy elektrolüüsi teel.

Metallkaltsiumi kasutamine on seotud selle kõrge keemilise aktiivsusega. Seda kasutatakse teatud metallide ühendite, näiteks tooriumi, uraani, kroomi, tsirkooniumi, tseesiumi, rubiidiumi, regenereerimiseks; terasest ja mõnest teisest hapniku, väävli sulamitest eemaldamiseks; orgaaniliste vedelike dehüdratsiooniks; gaasijääkide absorbeerimiseks vaakumseadmetes. Lisaks toimib metalliline kaltsium mõnede sulamite legeeriva komponendina. Kaltsiumiühendeid kasutatakse palju laiemalt – neid kasutatakse ehituses, pürotehnikas, klaasitootmises, meditsiinis ja paljudes muudes valdkondades.

Kaltsium on üks olulisemaid biogeenseid elemente, see on vajalik enamikule elusorganismidele normaalseks elutegevuseks. Täiskasvanud inimese keha sisaldab kuni poolteist kilogrammi kaltsiumi. Seda leidub kõigis elusorganismide kudedes ja vedelikes. Kahekümnes element on vajalik luukoe moodustamiseks, südamerütmi säilitamiseks, vere hüübimiseks, raku välismembraanide normaalse läbilaskvuse säilitamiseks ja mitmete ensüümide moodustamiseks. Funktsioonide loetelu, mida kaltsium taime- ja loomaorganismides täidab, on väga pikk. Piisab, kui öelda, et kaltsiumivabas keskkonnas suudavad areneda ainult haruldased organismid, samas kui teised organismid koosnevad sellest elemendist 38% ulatuses (inimkeha sisaldab ainult umbes 2% kaltsiumi).

Bioloogilised omadused

Kaltsium on üks biogeensetest elementidest, selle ühendeid leidub peaaegu kõigis elusorganismides (kaltsiumivabas keskkonnas suudavad areneda vähesed organismid), tagades eluprotsesside normaalse kulgemise. Kahekümnendat elementi leidub kõigis loomade ja taimede kudedes ja vedelikes, suurem osa sellest (selgroogsetes organismides – ka inimestel) leidub luustikus ja hammastes fosfaatidena (näiteks hüdroksüapatiit Ca5 (PO4) 3OH või 3Ca3 (PO4)2Ca(OH)2). Kahekümnenda elemendi kasutamine luude ja hammaste ehitusmaterjalina on tingitud sellest, et rakus ei kasutata kaltsiumioone. Kaltsiumi kontsentratsiooni kontrollivad spetsiaalsed hormoonid, nende koosmõju säilitab ja säilitab luude struktuuri. Enamiku selgrootute rühmade (molluskid, korallid, käsnad ja teised) luustikud on ehitatud kaltsiumkarbonaadi CaCO3 (lubi) erinevatest vormidest. Paljud selgrootud säilitavad kaltsiumi enne sulamist uue luustiku ehitamiseks või elutähtsate funktsioonide tagamiseks ebasoodsates tingimustes. Loomad saavad kaltsiumi toidust ja veest ning taimed mullast ja selle elemendi suhtes jagunevad kaltsefiilideks ja kaltsefoobideks.

Selle olulise mikroelemendi ioonid osalevad vere hüübimisprotsessides, samuti vere pideva osmootse rõhu tagamises. Lisaks on kaltsium vajalik mitmete rakustruktuuride moodustamiseks, raku välismembraanide normaalse läbilaskvuse säilitamiseks, kalade ja teiste loomade marjade viljastamiseks ning mitmete ensüümide aktiveerimiseks (võib-olla on see asjaolu tingitud asjaolust, et et kaltsium asendab magneesiumiioone). Kaltsiumiioonid edastavad ergastuse lihaskiule, põhjustades selle kokkutõmbumist, suurendades südame kontraktsioonide tugevust, suurendades leukotsüütide fagotsüütfunktsiooni, aktiveerides kaitsvate verevalkude süsteemi, reguleerides eksotsütoosi, sh hormoonide ja neurotransmitterite sekretsiooni. Kaltsium mõjutab veresoonte läbilaskvust – ilma selle elemendita ladestuksid rasvad, lipiidid ja kolesterool veresoonte seintele. Kaltsium soodustab raskmetallide soolade ja radionukliidide väljutamist organismist, täidab antioksüdantseid funktsioone. Kaltsium mõjutab reproduktiivsüsteemi, omab stressivastast ja allergiavastast toimet.

Kaltsiumi sisaldus täiskasvanud inimese (kaaluga 70 kg) kehas on 1,7 kg (peamiselt luukoe rakkudevahelise aine koostises). Selle elemendi vajadus sõltub vanusest: täiskasvanutel on nõutav päevaraha 800–1000 milligrammi, lastel 600–900 milligrammi. Laste puhul on eriti oluline tarbida vajalik annus luude intensiivseks kasvuks ja arenguks. Peamine kaltsiumiallikas organismis on piim ja piimatooted, ülejäänud kaltsiumi saab lihast, kalast, osadest taimsetest saadustest (eriti kaunviljadest). Kaltsiumi katioonide imendumine toimub jäme- ja peensooles, imendumist soodustavad happeline keskkond, C- ja D-vitamiinid, laktoos (piimhape), küllastumata rasvhapped. Aspiriin, oksaalhape, östrogeeni derivaadid omakorda vähendavad oluliselt kahekümnenda elemendi imendumist. Niisiis annab kaltsium koos oksaalhappega vees lahustumatud ühendid, mis on neerukivide komponendid. Magneesiumi roll kaltsiumi ainevahetuses on suur - selle puudusega "pestakse" kaltsium luudest välja ja ladestub neerudesse (neerukividesse) ja lihastesse. Üldjuhul on organismis kahekümnenda elemendi säilitamise ja vabastamise kompleksne süsteem, seetõttu on kaltsiumisisaldus veres täpselt reguleeritud ning õige toitumise korral ei teki puudust ega ülejääki. Pikaajaline kaltsiumi dieet võib põhjustada krampe, liigesevalu, kõhukinnisust, väsimust, uimasust, kasvupeetust. Pikaajaline kaltsiumipuudus toidus viib osteoporoosi tekkeni. Nikotiin, kofeiin ja alkohol on mõned kaltsiumipuuduse põhjused organismis, kuna need aitavad kaasa selle intensiivsele eritumisele uriiniga. Kahekümnenda elemendi (ehk D-vitamiini) liig toob aga kaasa negatiivsed tagajärjed – areneb hüperkaltseemia, mille tagajärjeks on intensiivne luude ja kudede lupjumine (mõjutab peamiselt kuseteede süsteemi). Pikaajaline kaltsiumi ülejääk häirib lihas- ja närvikudede tööd, suurendab vere hüübimist ja vähendab tsingi omastamist luurakkude poolt. Võib-olla osteoartriidi, katarakti, vererõhu probleemide ilmnemine. Eelnevast võib järeldada, et taime- ja loomaorganismide rakud vajavad rangelt määratletud kaltsiumiioonide vahekorda.

Farmakoloogias ja meditsiinis kasutatakse kaltsiumiühendeid vitamiinide, tablettide, pillide, süstide, antibiootikumide valmistamiseks, samuti ampullide ja meditsiinitarvete valmistamiseks.

Selgub, et meeste viljatuse üsna levinud põhjus on kaltsiumi puudus organismis! Fakt on see, et spermatosoidi peas on noolekujuline moodustis, mis koosneb täielikult kaltsiumist, piisava koguse selle elemendi korral suudab sperma membraani ületada ja munarakku viljastada, ebapiisava viljatuse korral.

Ameerika teadlased on leidnud, et kaltsiumiioonide puudumine veres põhjustab mälu nõrgenemist ja intelligentsuse langust. Näiteks USA tuntud ajakirjast Science News sai teatavaks katsed, mis kinnitasid, et kassidel tekib konditsioneeritud refleks ainult siis, kui nende ajurakud sisaldavad rohkem kaltsiumi kui veri.

Põllumajanduses kõrgelt hinnatud kaltsiumtsüaanamiidühendit kasutatakse mitte ainult lämmastikväetisena ja karbamiidi – kõige väärtuslikuma väetisena ja toorainena sünteetiliste vaikude tootmiseks – saamise allikana, vaid ka ainena, millega oli võimalik mehhaniseerida puuvillapõldude koristamine. Fakt on see, et pärast selle ühendiga töötlemist eemaldab puuvill kohe lehestiku, mis võimaldab inimestel jätta puuvilla korjamise masinate hooleks.

Kaltsiumirikastest toiduainetest rääkides mainitakse alati piimatooteid, kuid piim ise sisaldab kaltsiumi 120 mg (lehm) kuni 170 mg (lammas) 100 g kohta; kodujuust on veelgi viletsam - ainult 80 mg 100 grammi kohta. Piimatoodetest sisaldab ainult juust kaltsiumi 730 mg (gouda) kuni 970 mg (emmentaal) 100 g toote kohta. Kahekümnenda elemendi sisalduse rekordiomanik on aga moon - 100 grammi mooniseemneid sisaldab ligi 1500 mg kaltsiumi!

Kaltsiumkloriid CaCl2, mida kasutatakse näiteks külmutusseadmetes, on paljude keemilis-tehnoloogiliste protsesside, eelkõige sooda suuremahulise tootmise jääkprodukt. Vaatamata kaltsiumkloriidi laialdasele kasutamisele erinevates valdkondades jääb selle tarbimine aga oluliselt alla selle tootmise. Sel põhjusel moodustuvad näiteks soodat tootvate tehaste läheduses kaltsiumkloriidi soolveest terved järved. Sellised säilitustiigid pole haruldased.

Et aru saada, kui palju kaltsiumiühendeid tarbitakse, tasub tuua vaid paar näidet. Terase tootmisel kasutatakse lubi fosfori, räni, mangaani ja väävli eemaldamiseks, hapnikukonverteri protsessis kulub 75 kilogrammi lupja tonni terase kohta! Teine näide on hoopis teisest valdkonnast – toiduainetööstusest. Suhkru tootmisel lastakse kaltsiumsahharaadi sadestamiseks toorsuhkrusiirup reageerida lubjaga. Niisiis vajab roosuhkur tavaliselt umbes 3-5 kg ​​lupja tonni kohta ja peedisuhkur - sada korda rohkem, see tähendab umbes pool tonni laimi tonni suhkru kohta!

Vee "karedus" on hulk omadusi, mille annavad veele selles lahustunud kaltsiumi- ja magneesiumisoolad. Jäikus jaguneb ajutiseks ja püsivaks. Ajutine ehk karbonaatne kõvadus on tingitud lahustuvate vesinikkarbonaatide Ca (HCO3) 2 ja Mg (HCO3) 2 olemasolust vees. Karbonaatkaredusest on väga lihtne lahti saada – vee keetmisel muutuvad bikarbonaadid vees lahustumatuteks kaltsium- ja magneesiumkarbonaatideks, sadestuvad. Püsiva kõvaduse tekitavad samade metallide sulfaadid ja kloriidid, kuid sellest vabanemine on palju keerulisem. Kare vesi on kohutav mitte ainult sellepärast, et see takistab seebivahu teket ja peseb seetõttu riideid halvemini, vaid palju hullem on see, et see moodustab katlakivi kihi aurukateldes ja katlamajades, vähendades seeläbi nende efektiivsust ja põhjustades hädaolukordi. Huvitaval kombel teadsid nad Vana-Roomas vee karedust määrata. Reagendina kasutati punast veini – selle värvained moodustavad kaltsiumi- ja magneesiumiioonidega sademe.

Kaltsiumi säilitamiseks ettevalmistamise protsess on väga huvitav. Metallist kaltsiumi säilitatakse pikka aega tükkidena, mis kaaluvad 0,5–60 kg. Need "sead" pakitakse paberkottidesse, seejärel asetatakse joodetud ja värvitud õmblustega galvaniseeritud rauast anumatesse. Tihedalt suletud anumad asetatakse puidust kastidesse. Alla poole kilogrammi kaaluvaid tükke ei saa kaua säilitada – oksüdeerides muutuvad need kiiresti oksiidiks, hüdroksiidiks ja kaltsiumkarbonaadiks.

Lugu

Metallist kaltsiumi saadi suhteliselt hiljuti – 1808. aastal on aga inimkond selle metalli ühenditega tuttav juba väga pikka aega. Juba iidsetest aegadest on inimesed ehituses ja meditsiinis kasutanud lubjakivi, kriiti, marmorit, alabastrit, kipsi ja muid kaltsiumi sisaldavaid ühendeid. Lubjakivi CaCO3 oli tõenäoliselt esimene ehitusmaterjal, mida inimene kasutas. Seda kasutati Egiptuse püramiidide ja Hiina müüri ehitamisel. Paljud Venemaa templid ja kirikud, aga ka enamik iidse Moskva hooneid ehitati lubjakivist - valgest kivist. Isegi iidsetel aegadel sai lubjakivi põletav inimene kustutatud lupja (CaO), mida tõendavad Plinius Vanem (I sajand pKr) ja Rooma armee arsti Dioscorides, keda ta oma essees tutvustas kaltsiumoksiidi kohta. "Ravimite kohta" on nimetus "kiirlubi", mis on säilinud tänapäevani. Ja seda kõike hoolimata tõsiasjast, et puhast kaltsiumoksiidi kirjeldas esmakordselt saksa keemik I. Seejärel, alles 1746. aastal ja 1755. aastal, avastas keemik J. Black põletamisprotsessi uurides, et põletamisel tekib lubjakivi massiline kadu. süsinikdioksiidi eraldumise tõttu:

CaCO3 ↔ CO2 + CaO

Giza püramiidides kasutatud Egiptuse mördid põhinesid osaliselt dehüdreeritud kipsil CaSO4 2H2O ehk teisisõnu alabastril 2CaSO4∙H2O. See on ka kogu Tutankhameni haua kipsi alus. Põletatud kipsi (alabaster) kasutasid egiptlased sideainena niisutusrajatiste ehitamisel. Naturaalset kipsi kõrgel temperatuuril põletades saavutasid Egiptuse ehitajad selle osalise dehüdratsiooni ja molekulist eraldati mitte ainult vesi, vaid ka väävelanhüdriid. Hiljem veega lahjendades saadi väga tugev mass, mis ei kartnud vett ja temperatuurikõikumisi.

Roomlasi võib õigusega nimetada betooni leiutajateks, sest nad kasutasid oma hoonetes üht selle ehitusmaterjali sortidest - killustiku, liiva ja lubja segu. Plinius Vanem kirjeldab sellisest betoonist tsisternide ehitamist: "Tisternide ehitamiseks viis osa puhast kruusaliiva, kaks osa parimat kustutatud lubja ja sileksi (kõva laava) killud, mis ei kaalu rohkem kui võetakse kumbki nael, pärast segamist tihendatakse alumine ja külgpind raudrammi löökidega. Itaalia niiskes kliimas oli betoon kõige stabiilsem materjal.

Selgub, et kaltsiumiühendid, mida nad laialdaselt kasutasid, on inimkonnale ammu teada. Kuid kuni 18. sajandi lõpuni pidasid keemikud lubja lihtsaks kehaks, alles uue sajandi künnisel hakati uurima lubja ja teiste kaltsiumiühendite olemust. Seega pakkus Stahl välja, et lubi on keeruline keha, mis koosneb mullasest ja vesisest põhimõtetest, ning Black tegi vahe söövitava lubja ja süsiniku lubja vahel, mis sisaldas "kindlat õhku". Antoine Laurent Lavoisier omistas lubjarikka mulla (CaO) elementide arvule ehk lihtsatele ainetele, kuigi 1789. aastal väitis ta, et lubi, magneesiumoksiid, bariit, alumiiniumoksiid ja ränidioksiid on keerulised ained, kuid seda on võimalik tõestada alles "kangekaelse pinnase" (kaltsiumoksiidi) lagundamisega. Ja esimene, kes õnnestus, oli Humphrey Davy. Pärast kaalium- ja naatriumoksiidide edukat lagundamist elektrolüüsi teel otsustas keemik saada leelismuldmetalle samal viisil. Esimesed katsed aga ebaõnnestusid – inglane üritas lubja lagundada elektrolüüsi teel õhus ja õlikihi all, seejärel kaltsineeris ta lubja torus kaaliummetalliga ja tegi palju muid katseid, kuid tulutult. Lõpuks sai ta elavhõbekatoodiga seadmes lubja elektrolüüsil amalgaami ja sellest metallilise kaltsiumi. Üsna pea täiustasid seda metalli saamise meetodit I. Berzelius ja M. Pontin.

Uus element sai oma nime ladinakeelsest sõnast "calx" (genitiivis calcis) - lubi, pehme kivi. Calx (calx) nimetati kriidiks, lubjakiviks, üldiselt kivikiviks, kuid enamasti lubjal põhinevaks mördiks. Seda mõistet kasutasid ka antiikautorid (Vitruvius, Plinius Vanem, Dioscorides), kirjeldades lubjakivi põletamist, lubja kustutamist ja mörtide valmistamist. Hiljem, alkeemikute ringis, tähistas "calx" röstimisprodukti üldiselt - eriti metalle. Nii nimetati näiteks metallioksiide metallilubjadeks ja põletusprotsessi ennast kaltsineerimiseks (calcinatio). Vanavene retseptikirjanduses leidub sõna väljaheited (muda, savi), nii et Trinity-Sergius Lavra (XV sajand) kollektsioonis öeldakse: "võtke väljaheited, sellest tehakse ahju kulda." Alles hiljem sai sõna cal, mis on kahtlemata seotud sõnaga "calx", sünonüümiks sõnale sõnnik. 19. sajandi alguse vene kirjanduses nimetati kaltsiumi mõnikord lubjarikka maa aluseks, lubjarikkaks (Shcheglov, 1830), lubjarikkaks (Iovsky), kaltsiumiks, kaltsiumiks (Hess).

Looduses olemine

Kaltsium on üks levinumaid elemente meie planeedil – kvantitatiivse sisalduse poolest looduses viies (mittemetallidest on enam levinud vaid hapnik – 49,5% ja räni – 25,3%) ning metallide hulgas kolmas (ainult alumiinium on sagedamini - 7,5% ja raud - 5,08%). Kaltsiumi Clarke (keskmine sisaldus maakoores) on erinevatel hinnangutel vahemikus 2,96% massist kuni 3,38%, võib kindlalt öelda, et see arv on umbes 3%. Kaltsiumiaatomi väliskestas on kaks valentselektroni, mille side tuumaga on üsna habras. Sel põhjusel on kaltsiumil kõrge keemiline aktiivsus ja seda vabal kujul looduses ei esine. Kuid see rändab ja akumuleerub aktiivselt erinevates geokeemilistes süsteemides, moodustades ligikaudu 400 mineraali: silikaadid, aluminosilikaadid, karbonaadid, fosfaadid, sulfaadid, borosilikaadid, molübdaadid, kloriidid ja teised, olles selle näitaja järgi neljandal kohal. Basaltmagmade sulamisel akumuleerub sulatis kaltsium, mis siseneb põhiliste kivimit moodustavate mineraalide koostisesse, mille fraktsioneerimisel magma diferentseerumisel aluselistest happelisteks kivimiteks selle sisaldus väheneb. Suures osas asub kaltsium maakoore alumises osas, akumuleerudes põhikivimitesse (6,72%); Maa vahevöös on kaltsiumi vähe (0,7%) ja maa tuumas tõenäoliselt veelgi vähem (südamikuga sarnase kahekümnenda elemendi raudmeteoriitides ainult 0,02%).

Tõsi, kivimeteoriidides on kaltsiumklarki 1,4% (leitakse haruldast kaltsiumsulfiidi), keskmistes kivimites - 4,65%, happelistes kivimites on kaltsiumi massi järgi 1,58%. Põhiosa kaltsiumist sisaldub mitmesuguste kivimite (graniidid, gneissid jne) silikaatide ja alumosilikaatide koostises, eriti päevakivis - anortiit Ca, samuti diopsiid CaMg, wollastonite Ca3. Settekivimite kujul esindavad kaltsiumiühendid kriit ja lubjakivi, mis koosnevad peamiselt mineraalsest kaltsiidist (CaCO3).

Kaltsiumkarbonaat CaCO3 on üks levinumaid ühendeid Maal – kaltsiumkarbonaadil põhinevad mineraalid katavad ligikaudu 40 miljonit ruutkilomeetrit maakera pinnast. Mitmel pool Maa pinnal leidub olulisi kaltsiumkarbonaadi setteid, mis tekkisid iidsete mereorganismide jäänustest – kriit, marmor, lubjakivi, kestakivimid – see kõik on CaCO3 koos väikeste lisanditega ja kaltsiit on puhas CaCO3. Tähtsaim neist mineraalidest on lubjakivi, täpsemalt lubjakivid – iga maardla on ju erinev nii tiheduse, koostise kui ka lisandite hulga poolest. Näiteks karbikivim on orgaanilise päritoluga lubjakivi ja vähem lisandeid sisaldav kaltsiumkarbonaat moodustab läbipaistvaid lubja- või Islandi kivikristalle. Kriit on veel üks levinud kaltsiumkarbonaadi sort, kuid marmor, kaltsiidi kristalne vorm, on looduses palju vähem levinud. On üldtunnustatud seisukoht, et marmor tekkis iidsetel geoloogilistel ajastutel lubjakivist. Maakoore liikumise käigus mattusid üksikud lubjakiviladestused teiste kivimite kihtide alla. Kõrgsurve ja temperatuuri mõjul toimus ümberkristalliseerumisprotsess ja lubjakivi muutus tihedamaks kristalliliseks kivimiks - marmoriks. Kummalised stalaktiidid ja stalagmiidid – mineraalne aragoniit, mis on veel üks kaltsiumkarbonaadi sort. Ortorombiline aragoniit tekib soojades meredes – Bahama, Florida Keysi ja Punase mere basseini moodustavad tohutud kaltsiumkarbonaadi kihid aragoniidi kujul. Üsna laialt levinud on ka sellised kaltsiummineraalid nagu fluoriit CaF2, dolomiit MgCO3 CaCO3, anhüdriit CaSO4, fosforiit Ca5 (PO4) 3 (OH, CO3) (erinevate lisanditega) ja apatiidid Ca5 (PO4) 3 (F, Cl, OH) - vormid kaltsiumfosfaat, alabaster CaSO4 0,5H2O ja kips CaSO4 2H2O (kaltsiumsulfaadi vormid) ja teised. Kaltsiumi sisaldavates mineraalides on isomorfselt asendavad elemendid-lisandid (näiteks naatrium, strontsium, haruldased muldmetallid, radioaktiivsed jt elemendid).

Suur kogus kahekümnendat elementi leidub looduslikes vetes, kuna halvasti lahustuva CaCO3, hästi lahustuva Ca(HCO3)2 ja vees ja õhus leiduva CO2 vahel valitseb globaalne "karbonaatide tasakaal".

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

See reaktsioon on pöörduv ja on aluseks kahekümnenda elemendi ümberjaotumisele - suure süsinikdioksiidi sisaldusega vees on kaltsium lahuses ja madala CO2 sisaldusega sadestub mineraalne kaltsiit CaCO3, moodustades võimsaid ladestusi. lubjakivi, kriit, marmor.

Märkimisväärne kogus kaltsiumi sisaldub elusorganismide koostises, näiteks hüdroksüapatiit Ca5 (PO4) 3OH või teises kirjes 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH) 2 - selgroogsete luukoe alus, sealhulgas inimesed. Kaltsiumkarbonaat CaCO3 on paljude selgrootute, munakoorte, korallide ja isegi pärlite kestade ja kestade põhikomponent.

Rakendus

Metallist kaltsiumi kasutatakse üsna harva. Põhimõtteliselt kasutatakse seda metalli (nagu ka selle hüdriidi) raskesti taastatavate metallide - uraani, titaani, tooriumi, tsirkooniumi, tseesiumi, rubiidiumi ja mitmete haruldaste muldmetallide (oksiidide või halogeniidide) - metallotermiliseks tootmiseks. ). Kaltsiumi kasutatakse redutseerijana nikli, vase ja roostevaba terase tootmisel. Samuti kasutatakse kahekümnendat elementi terase, pronksi ja muude sulamite desoksüdeerimiseks, väävli eemaldamiseks naftatoodetest, orgaaniliste lahustite dehüdratsiooniks, argooni puhastamiseks lämmastikulisanditest ja gaasiabsorberina elektrilises vaakumis. seadmeid. Metallist kaltsiumi kasutatakse Pb-Na-Ca süsteemi (kasutatakse laagrites) hõõrdumisvastaste sulamite tootmisel, samuti Pb-Ca sulamit, mida kasutatakse elektrikaablite kesta valmistamiseks. Ränikaltsiumisulamit (Ca-Si-Ca) kasutatakse kvaliteetsete teraste tootmisel deoksüdeerijana ja degaseerijana. Kaltsiumi kasutatakse nii alumiiniumisulamite legeeriva elemendina kui ka magneesiumisulamite modifitseeriva lisandina. Näiteks kaltsiumi lisamine suurendab alumiiniumlaagrite tugevust. Puhast kaltsiumi kasutatakse ka plii dopinguks, millest valmistatakse akuplaate, hooldusvabasid madala isetühjenemisega plii-happeakusid. Metallist kaltsiumi kasutatakse ka kvaliteetse kaltsiumi babbits BKA tootmiseks. Kaltsiumi abil reguleeritakse malmi süsinikusisaldust ja eemaldatakse pliist vismut, terasest puhastatakse hapnikku, väävlit ja fosforit. Kaltsiumi, aga ka selle sulameid alumiiniumi ja magneesiumiga kasutatakse termoelektrireservakudes anoodina (näiteks kaltsiumkromaatelement).

Kahekümnenda elemendi ühendeid kasutatakse aga palju laiemalt. Ja kõigepealt räägime looduslikest kaltsiumiühenditest. Üks levinumaid kaltsiumiühendeid Maal on CaCO3 karbonaat. Puhas kaltsiumkarbonaat on mineraalne kaltsiit ja lubjakivi, kriit, marmor, koorikkivi - CaCO3 koos väikeste lisanditega. Kaltsium- ja magneesiumkarbonaadi segu nimetatakse dolomiidiks. Lubjakivi ja dolomiiti kasutatakse peamiselt ehitusmaterjalina, teekattena või pinnase happesuse eemaldajana. Kaltsiumkarbonaat CaCO3 on vajalik kaltsiumoksiidi (kustutatud lubja) CaO ja kaltsiumhüdroksiidi (kustutatud lubi) Ca(OH)2 saamiseks. CaO ja Ca (OH) 2 on omakorda peamised ained paljudes keemia-, metallurgia- ja masinatööstuse valdkondades - kaltsiumoksiidi nii vabal kujul kui ka keraamiliste segude osana kasutatakse tulekindlate materjalide tootmisel; tselluloosi- ja paberitööstus vajab kolossaalses koguses kaltsiumhüdroksiidi. Lisaks kasutatakse Ca (OH) 2 valgendi (hea pleegitus- ja desinfitseerimisvahend), Berthollet' soola, sooda ja mõnede taimekahjurite tõrjeks mõeldud pestitsiidide tootmisel. Terase tootmisel kulub tohutul hulgal lupja – väävli, fosfori, räni ja mangaani eemaldamiseks. Teine lubja roll metallurgias on magneesiumi tootmine. Lubja kasutatakse ka määrdeainena terastraadi tõmbamisel ja väävelhapet sisaldavate peitsimisvedelike jäätmete neutraliseerimisel. Lisaks on just lubi kõige levinum keemiline reagent joogi- ja tööstusvee töötlemisel (koos maarja- või rauasooladega koaguleerib suspensioone ja eemaldab setteid, samuti pehmendab vett, eemaldades ajutise – hüdrokarbonaadi – kareduse). Igapäevaelus ja meditsiinis kasutatakse sadestatud kaltsiumkarbonaati hapet neutraliseeriva ainena, nõrga abrasiivina hambapastades, täiendava kaltsiumi allikana dieetides, närimiskummi koostisosana, kosmeetikas täiteainena. CaCO3 kasutatakse ka täiteainena kummides, lateksides, värvides ja emailides ning plastides (umbes 10% massist), et parandada nende kuumakindlust, jäikust, kõvadust ja töödeldavust.

Eriti oluline on kaltsiumfluoriid CaF2, sest mineraalaine (fluoriidi) kujul on see ainuke tööstuslikult oluline fluoriallikas! Kaltsiumfluoriidi (fluoriiti) kasutatakse monokristallide kujul optikas (astronoomilised objektiivid, läätsed, prismad) ja lasermaterjalina. Fakt on see, et ainult kaltsiumfluoriidklaasid läbivad kogu spektripiirkonda. Kaltsiumvolfraati (scheeliiti) monokristallide kujul kasutatakse lasertehnoloogias ja ka stsintillaatorina. Mitte vähem oluline pole kaltsiumkloriid CaCl2 – külmutusseadmete ning traktorite ja muude sõidukite rehvide täitmiseks mõeldud soolvee komponent. Kaltsiumkloriidi abil puhastatakse teed ja kõnniteed lumest ja jääst, seda ühendit kasutatakse kivisöe ja maagi külmumise eest transportimisel ja ladustamisel, puit immutatakse selle lahusega, et muuta see tulekindlaks. CaCl2 kasutatakse betoonisegudes tardumise kiirendamiseks, betooni alg- ja lõpptugevuse suurendamiseks.

Kunstlikult saadud kaltsiumkarbiidi CaC2 (kaltsiinioksiidi elektriahjudes kaltsineerimisel koksiga) kasutatakse atsetüleeni saamiseks ja metallide redutseerimiseks, samuti kaltsiumtsüanamiidi tootmiseks, mis omakorda eraldab veeauru toimel ammoniaaki. . Lisaks kasutatakse kaltsiumtsüaanamiidi karbamiidi tootmiseks, mis on väärtuslik väetis ja tooraine sünteetiliste vaikude tootmiseks. Kaltsiumi kuumutamisel vesiniku atmosfääris saadakse CaH2 (kaltsiumhüdriid), mida kasutatakse metallurgias (metallotermias) ja vesiniku tootmisel põllul (1 kilogrammist kaltsiumhüdriidist saab üle kuupmeetri vesinikku ), mida kasutatakse näiteks õhupallide täitmiseks. Laboripraktikas kasutatakse kaltsiumhüdriidi energeetilise redutseerijana. Insektitsiid kaltsiumarsenaat, mida saadakse arseenhappe neutraliseerimisel lubjaga, on laialdaselt kasutusel vati-kärsaka, varbaliblika, tubakaussi, koloraado-kartulimardika tõrjeks. Olulised fungitsiidid on vasksulfaadist ja kaltsiumhüdroksiidist saadud lubjasulfaadi pihustid ja Bordeaux segud.

Tootmine

Esimesena sai metallilise kaltsiumi inglise keemik Humphry Davy. 1808. aastal valmistas ta plaatinaplaadil, mis toimis anoodina (elavhõbedasse sukeldatud plaatinatraat toimis katoodina), elektrolüüsi märja kustutatud lubja Ca (OH) 2 ja elavhõbeoksiidi HgO segust, mille tulemusena. Davy sai kaltsiumamalgaami, ajades sellest elavhõbedat välja. , avastas keemik uue metalli, mida ta nimetas kaltsiumiks.

Kaasaegses tööstuses saadakse vaba metallilist kaltsiumi kaltsiumkloriidi CaCl2 sulami, mille osakaal on 75-85%, ja kaaliumkloriidi KCl (võimalik kasutada CaCl2 ja CaF2 segu) elektrolüüsil või kaltsiumkloriidi aluminotermilise redutseerimise teel. kaltsiumoksiid CaO temperatuuril 1 170–1 200 ° C. Elektrolüüsiks vajalik puhas veevaba kaltsiumkloriid saadakse kaltsiumoksiidi kloorimisel söe juuresolekul kuumutamisel või vesinikkloriidhappe toimel lubjakivile saadud CaCl2 ∙ 6H2O dehüdratsioonil. Elektrolüütiline protsess toimub elektrolüüsivannis, kuhu asetatakse kuiv, puhastatud kaltsiumkloriidi sool ja kaaliumkloriid, mis on vajalik segu sulamistemperatuuri alandamiseks. Vanni kohale asetatakse grafiitplokid - katoodina toimib anood, vase-kaltsiumisulamiga täidetud malmist või terasest vann. Elektrolüüsi käigus läheb kaltsium vase-kaltsiumisulamisse, rikastades seda oluliselt; läheb lubjapiima kloorimiseks. Rikastatud vase-kaltsiumisulamit saab kasutada otse sulamina või saata puhastamiseks (destilleerimiseks), kus see destilleeritakse vaakumis (temperatuuril 1000-1080 °C ja jääkrõhul 13-20 kPa), millest eemaldatakse metallist saadakse tuumapuhtusega kaltsium. Kõrge puhtusastmega kaltsiumi saamiseks destilleeritakse seda kaks korda. Elektrolüüsiprotsess viiakse läbi temperatuuril 680-720 °C. Fakt on see, et see on elektrolüütilise protsessi jaoks kõige optimaalsem temperatuur - madalamal temperatuuril hõljub kaltsiumiga rikastatud sulam elektrolüüdi pinnale ja kõrgemal temperatuuril lahustub kaltsium elektrolüüdis CaCl moodustumisega. Elektrolüüsi ajal vedelate katoodidega kasutatakse kaltsiumi ja plii või kaltsiumi ja tsingi sulameid otseselt inseneritöös, et saada kaltsiumi sulameid pliiga (laagrite jaoks) ja tsingiga (vahtbetooni tootmiseks - sulami kokkupuutel niiskusega eraldub vesinik ja tekib poorne struktuur). Mõnikord viiakse protsess läbi rauaga jahutatud katoodiga, mis puutub kokku ainult sulanud elektrolüüdi pinnaga. Kaltsiumi vabanemisel tõstetakse katood järk-järgult üles, sulatisest tõmmatakse välja kaltsiumpulk (50-60 cm), mida õhuhapniku eest kaitseb tahkestunud elektrolüüdi kiht. Puutemeetodit kasutatakse kaltsiumkloriidi, raua, alumiiniumi, naatriumiga tugevalt saastunud kaltsiumi saamiseks, puhastamine toimub ümbersulatamise teel argooni atmosfääris.

Teist meetodit kaltsiumi saamiseks – metallotermilist – põhjendas teoreetiliselt juba 1865. aastal kuulus vene keemik N. N. Beketov. Aluminotermiline meetod põhineb reaktsioonil:

6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca

Briketid pressitakse kaltsiumoksiidi ja pulbristatud alumiiniumi segust, asetatakse kroom-nikkelterasest retorti ja saadud kaltsium destilleeritakse ära temperatuuril 1170-1200 °C ja jääkrõhul 0,7-2,6 Pa. Kaltsium saadakse auruna, mis seejärel kondenseerub külmale pinnale. Aluminotermilist kaltsiumi saamise meetodit kasutatakse Hiinas, Prantsusmaal ja paljudes teistes riikides. Tööstuslikus mastaabis oli metallotermiline kaltsiumi saamise meetod esimene, mida USA kasutas Teise maailmasõja ajal. Samamoodi saab kaltsiumi saada CaO redutseerimisel ferrosiliitsiumi või ränialumiiniumiga. Kaltsiumi toodetakse valuplokkide või lehtedena, mille puhtus on 98–99%.

Mõlemal meetodil on plusse ja miinuseid. Elektrolüütiline meetod on mitmeotstarbeline, energiamahukas (1 kg kaltsiumi kohta kulub 40-50 kWh energiat), pealegi pole see keskkonnaohutu, nõuab suures koguses reaktiive ja materjale. Kaltsiumi saagis on selle meetodiga aga 70-80%, aluminotermilise meetodi puhul aga ainult 50-60%. Lisaks on kaltsiumi saamise metallotermilise meetodi miinuseks see, et on vaja läbi viia korduv destilleerimine ning plussiks on madal energiatarve ning gaasi ja vedeliku kahjulike heitmete puudumisel.

Mitte nii kaua aega tagasi töötati välja uus meetod metallilise kaltsiumi saamiseks - see põhineb kaltsiumkarbiidi termilisel dissotsiatsioonil: vaakumis temperatuurini 1750 ° C kuumutatud karbiid laguneb kaltsiumi auru ja tahke grafiidi moodustumisega.

Kuni 20. sajandi keskpaigani toodeti metallilist kaltsiumi väga väikestes kogustes, kuna seda peaaegu ei kasutatud. Näiteks Ameerika Ühendriikides ei tarbitud Teise maailmasõja ajal kaltsiumi rohkem kui 25 tonni ja Saksamaal vaid 5-10 tonni. Alles 20. sajandi teisel poolel, kui sai selgeks, et kaltsium on paljude haruldaste ja tulekindlate metallide aktiivne redutseerija, kasvas kiire tarbimine (umbes 100 tonni aastas) ja sellest tulenevalt ka selle tootmine. algas metall. Tuumatööstuse arenguga, kus kaltsiumi kasutatakse uraantetrafluoriidist uraani metallotermilise redutseerimise komponendina (erandiks on USA, kus kaltsiumi asemel kasutatakse magneesiumit), suurenes nõudlus (umbes 2000 tonni aastas) elemendi number kakskümmend, samuti selle tootmine on kordades suurenenud. Praegu võib metallilise kaltsiumi peamisteks tootjateks pidada Hiinat, Venemaad, Kanadat ja Prantsusmaad. Nendest riikidest saadetakse kaltsium USA-sse, Mehhikosse, Austraaliasse, Šveitsi, Jaapanisse, Saksamaale, Suurbritanniasse. Kaltsiummetalli hind tõusis stabiilselt, kuni Hiina hakkas metalli tootma sellistes mahtudes, et maailmaturule tekkis kahekümnenda elemendi ülejääk, mis tõi kaasa hinna järsu languse.

Füüsikalised omadused

Mis on metalliline kaltsium? Millised omadused on sellel 1808. aastal inglise keemiku Humphrey Davy poolt saadud elemendil, metallil, mille mass täiskasvanud inimese kehas võib ulatuda kuni 2 kilogrammini?

Lihtaine kaltsium on hõbevalge kergmetall. Kaltsiumi tihedus on vaid 1,54 g/cm3 (temperatuuril 20 °C), mis on oluliselt väiksem kui raua (7,87 g/cm3), plii (11,34 g/cm3), kulla (19,3 g/cm3) tihedus. ) või plaatina (21,5 g/cm3). Kaltsium on isegi kergem kui sellised "kaalutu" metallid nagu alumiinium (2,70 g/cm3) või magneesium (1,74 g/cm3). Vähesed metallid võivad "kiidelda" väiksema tihedusega kui kahekümnendal elemendil - naatrium (0,97 g / cm3), kaalium (0,86 g / cm3), liitium (0,53 g / cm3). Tiheduse poolest on kaltsium väga sarnane rubiidiumiga (1,53 g/cm3). Kaltsiumi sulamistemperatuur on 851 °C, keemistemperatuur on 1480 °C. Sarnased sulamis- (kuigi veidi madalamad) ja keemistemperatuurid teiste leelismuldmetallide puhul on strontsium (770 °C ja 1380 °C) ja baarium (710 °C ja 1640 °C).

Metallilist kaltsiumi esineb kahes allotroopses modifikatsioonis: normaaltemperatuuril kuni 443 ° C on α-kaltsium stabiilne vase tüüpi kuuppinnakeskse võrega, parameetritega: a = 0,558 nm, z = 4, ruumirühm Fm3m, aatomiraadius 1,97 A, ioonraadius Ca2+ 1,04 A; temperatuurivahemikus 443-842 °C on β-kaltsium stabiilne α-raua tüüpi kuupkehakeskse võrega, parameetritega a = 0,448 nm, z = 2, ruumirühm Im3m. α-modifikatsioonilt β-modifikatsioonile ülemineku standardne entalpia on 0,93 kJ/mol. Kaltsiumi lineaarpaisumise temperatuuritegur temperatuurivahemikus 0-300 °C on 22 10-6. Kahekümnenda elemendi soojusjuhtivus 20 °C juures on 125,6 W/(m K) või 0,3 cal/(cm sek °C). Kaltsiumi erisoojusmaht vahemikus 0 kuni 100°C on 623,9 J/(kg K) või 0,149 cal/(g°C). Kaltsiumi elektritakistus 20°C juures on 4,6 10-8 oomi m või 4,6 10-6 oomi cm; elemendi number kakskümmend elektritakistuse temperatuuritegur 4,57 10-3 (temperatuuril 20 °C). Kaltsiumi elastsusmoodul 26 Gn/m2 või 2600 kgf/mm2; tõmbetugevus 60 Mn/m2 (6 kgf/mm2); kaltsiumi elastsuse piir on 4 MN / m2 või 0,4 kgf / mm2, voolavuspiir on 38 MN / m2 (3,8 kgf / mm2); kahekümnenda elemendi suhteline pikenemine 50%; Brinelli kaltsiumi kõvadus 200-300 MN/m2 või 20-30 kgf/mm2. Rõhu järkjärgulise tõusuga hakkab kaltsium avaldama pooljuhi omadusi, kuid ei muutu seda selle sõna täies tähenduses (samal ajal pole see ka enam metall). Rõhu edasise suurenemisega naaseb kaltsium metallilisse olekusse ja hakkab ilmutama ülijuhtivaid omadusi (ülijuhtivuse temperatuur on kuus korda kõrgem kui elavhõbedal ja ületab tunduvalt kõigi teiste elementide juhtivuse). Kaltsiumi ainulaadne käitumine sarnaneb paljuski strontsiumiga (see tähendab, et paralleelid perioodilisustabelis on säilinud).

Elementaarse kaltsiumi mehaanilised omadused ei erine teiste metallide perekonna liikmetest, mis on suurepärased konstruktsioonimaterjalid: kõrge puhtusastmega metalliline kaltsium on plastiline, hästi pressitud ja valtsitud, traadiks tõmmatud, sepistatud ja lõikamiseks sobiv - seda saab treipingil keerata. Vaatamata kõigile neile suurepärastele struktuurimaterjali omadustele pole kaltsium aga selline – kõige põhjuseks on selle kõrge keemiline aktiivsus. Tõsi, ei tasu unustada, et kaltsium on luukoe asendamatu ehitusmaterjal ja selle mineraalid on olnud ehitusmaterjaliks juba aastaid.

Keemilised omadused

Kaltsiumiaatomi välise elektronkihi konfiguratsioon on 4s2, mis määrab kahekümnenda elemendi 2 valentsi ühendites. Väliskihi kaks elektroni eraldatakse suhteliselt kergesti aatomitest, mis seejärel muundatakse positiivseteks kahekordselt laetud ioonideks. Sel põhjusel on kaltsium keemilise aktiivsuse poolest leelismetallidest (kaalium, naatrium, liitium) vaid veidi madalam. Sarnaselt viimasega suhtleb kaltsium isegi tavalisel toatemperatuuril kergesti hapniku, süsihappegaasi ja niiske õhuga, olles samal ajal kaetud tuhmi halli kilega CaO oksiidi ja Ca (OH) 2 hüdroksiidi segust. Seetõttu hoitakse kaltsiumi hermeetiliselt suletud anumas mineraalõli, vedela parafiini või petrooleumi kihi all. Hapnikus ja õhus kuumutamisel süttib kaltsium, põledes helepunase leegiga ja moodustub aluseline oksiid CaO, mis on valge kergestisüttiv aine, mille sulamistemperatuur on ligikaudu 2600 °C. Kaltsiumoksiidi tuntakse tehnika tasemes ka kustutamata või põletatud lubina. Samuti on saadud kaltsiumperoksiide – CaO2 ja CaO4. Kaltsium reageerib veega vesiniku vabanemisega (standardpotentsiaalide reas asub kaltsium vesinikust vasakul ja suudab selle veest välja tõrjuda) ja kaltsiumhüdroksiidi Ca (OH) 2 moodustumisega ning külmas vees reaktsioonikiirus väheneb järk-järgult (tänu metalli pinnale kergelt lahustuva kaltsiumhüdroksiidi kihi moodustumisega):

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q

Kaltsium interakteerub intensiivsemalt kuuma veega, tõrjudes kiiresti välja vesiniku ja moodustades Ca(OH)2. Kaltsiumhüdroksiid Ca (OH) 2 on tugev alus, vees vähe lahustuv. Kaltsiumhüdroksiidi küllastunud lahust nimetatakse lubjaveeks ja see on aluseline. Õhus muutub lubjavesi süsihappegaasi imendumise ja lahustumatu kaltsiumkarbonaadi moodustumise tõttu kiiresti häguseks. Vaatamata sellistele vägivaldsetele protsessidele, mis toimuvad kahekümnenda elemendi koosmõjul veega, kulgeb kaltsiumi ja veega interaktsiooni reaktsioon erinevalt leelismetallidest siiski vähem jõuliselt - ilma plahvatuste ja süttimisteta. Üldiselt on kaltsiumi reaktsioonivõime madalam kui teistel leelismuldmetallidel.

Kaltsium ühineb aktiivselt halogeenidega, moodustades seega CaX2 tüüpi ühendeid - see reageerib külmas fluoriga ning temperatuuril üle 400 °C kloori ja broomiga, andes vastavalt CaF2, CaCl2 ja CaBr2. Need sulas olekus halogeniidid moodustavad CaX tüüpi kaltsiummonohalogeniidid - CaF, CaCl, milles kaltsium on formaalselt monovalentne. Need ühendid on stabiilsed ainult kõrgemal kui dihalogeniidide sulamistemperatuurid (need on jahutamisel ebaproportsionaalsed, moodustades Ca ja CaX2). Lisaks suhtleb kaltsium aktiivselt, eriti kuumutamisel, erinevate mittemetallidega: kuumutamisel saadakse väävliga kaltsiumsulfiid CaS, viimane seob väävlit, moodustades polüsulfiide (CaS2, CaS4 jt); interakteerudes kuiva vesinikuga temperatuuril 300–400 ° C, moodustab kaltsium hüdriidi CaH2 - ioonse ühendi, milles vesinik on anioon. Kaltsiumhüdriid CaH2 on valge soolataoline aine, mis reageerib ägedalt veega, vabastades vesinikku:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Kuumutamisel (umbes 500 ° C) lämmastikuatmosfääris süttib kaltsium ja moodustub Ca3N2 nitriidi, mis on tuntud kahes kristallilises vormis - kõrge temperatuuriga α ja madala temperatuuriga β. Nitriid Ca3N4 saadi ka kaltsiumamiidi Ca(NH2)2 vaakumis kuumutamisel. Kuumutamisel ilma õhu juurdepääsuta grafiidi (süsiniku), räni või fosforiga annab kaltsium vastavalt kaltsiumkarbiidi CaC2, silitsiide Ca2Si, Ca3Si4, CaSi, CaSi2 ja fosfiide Ca3P2, CaP ja CaP3. Enamik kaltsiumiühendeid mittemetallidega laguneb vee toimel kergesti:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

Booriga moodustab kaltsium kaltsiumboriidi CaB6, kalkogeenidega - kalkogeniidid CaS, CaSe, CaTe. Tuntud on ka polükalkogeniidid CaS4, CaS5, Ca2Te3. Kaltsium moodustab intermetallilisi ühendeid erinevate metallidega – alumiiniumi, kulla, hõbeda, vase, plii ja teistega. Olles energiline redutseerija, tõrjub kaltsium kuumutamisel välja peaaegu kõik metallid nende oksiididest, sulfiididest ja halogeniididest. Kaltsium lahustub hästi vedelas ammoniaagis NH3, moodustub sinine lahus, mille aurustumisel eraldub ammoniaak [Ca (NH3) 6] – kuldset värvi tahke metallilise juhtivusega ühend. Kaltsiumisoolad saadakse tavaliselt happeoksiidide interaktsioonil kaltsiumoksiidiga, hapete toimel Ca(OH)2-le või CaCO3-le ja vahetusreaktsioonidel elektrolüüdi vesilahustes. Paljud kaltsiumisoolad lahustuvad vees hästi (CaCl2 kloriid, CaBr2 bromiid, CaI2 jodiid ja Ca(NO3)2 nitraat), peaaegu alati moodustavad nad kristalseid hüdraate. CaF2 fluoriid, CaCO3 karbonaat, CaSO4 sulfaat, Ca3(PO4)2 ortofosfaat, CaC2O4 oksalaat ja mõned teised on vees lahustumatud.

Kaltsium on teise rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljanda perioodi põhialarühma element aatomnumbriga 20. Seda tähistatakse sümboliga Ca (lat. Kaltsium). Lihtaine kaltsium on pehme, reaktsioonivõimeline hõbevalge leelismuldmetall.

Kaltsium keskkonnas

Looduses on seda palju: kaltsiumisooladest tekivad mäeahelikud ja savikivimid, seda leidub mere- ja jõevees ning kuulub taime- ja loomaorganismide hulka. Kaltsium moodustab 3,38% maakoore massist (rohkuse poolest 5. koht hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel).

Kaltsiumi isotoobid

Kaltsium esineb looduses kuue isotoobi seguna: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca ja 48 Ca, millest levinuim – 40 Ca – on 96,97%.

Kuuest looduslikult esinevast kaltsiumi isotoobist viis on stabiilsed. Kuues isotoop 48Ca, kuuest raskeim ja väga haruldane (selle isotoopide arvukus on vaid 0,187%), avastati hiljuti, et see läbib kahekordse beeta-lagunemise poolväärtusajaga 5,3 × 10 19 aastat.

Kaltsiumi sisaldus kivimites ja mineraalides

Suurem osa kaltsiumist sisaldub mitmesuguste kivimite (graniidid, gneissid jne) silikaatide ja alumosilikaatide koostises, eriti päevakivis - anortiidis Ca.

Settekivimite kujul esindavad kaltsiumiühendid kriit ja lubjakivi, mis koosnevad peamiselt mineraalsest kaltsiidist (CaCO 3). Kaltsiidi kristalset vormi – marmorit – leidub looduses palju harvemini.

Kaltsiumi mineraalid nagu kaltsiit CaCO 3, anhüdriit CaSO 4, alabaster CaSO 4 0,5H 2 O ja kips CaSO 4 2H 2 O, fluoriit CaF 2, apatiidid Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomiit MgCO 3 CaCO3. Kaltsiumi- ja magneesiumisoolade olemasolu looduslikus vees määrab selle kareduse.

Maakoores jõuliselt rändav ja erinevatesse geokeemilistesse süsteemidesse akumuleeruv kaltsium moodustab 385 mineraali (mineraalide arvult neljas).

Kaltsiumi migratsioon maakoores

Kaltsiumi loomulikus migratsioonis mängib olulist rolli "karbonaadi tasakaal", mis on seotud kaltsiumkarbonaadi ja vee ja süsinikdioksiidi interaktsiooni pöörduva reaktsiooniga lahustuva vesinikkarbonaadi moodustumisega:

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

(tasakaal nihkub sõltuvalt süsinikdioksiidi kontsentratsioonist vasakule või paremale).

Olulist rolli mängib biogeenne ränne.

Kaltsiumi sisaldus biosfääris

Kaltsiumiühendeid leidub peaaegu kõigis loomade ja taimede kudedes (vt ka allpool). Märkimisväärne kogus kaltsiumi on osa elusorganismidest. Niisiis, hüdroksüapatiit Ca 5 (PO 4) 3 OH või teises kirjes 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca (OH) 2 - selgroogsete, sealhulgas inimeste luukoe alus; paljude selgrootute koored ja kestad, munakoored jne koosnevad kaltsiumkarbonaadist CaCO 3. Inimeste ja loomade eluskudedes 1,4-2% Ca (massiosa järgi); 70 kg kaaluvas inimkehas on kaltsiumisisaldus umbes 1,7 kg (peamiselt luukoe rakkudevahelise aine koostises).

Kaltsiumi saamine

Davy sai kaltsiumi esmakordselt 1808. aastal elektrolüüsi teel. Kuid nagu teisi leelis- ja leelismuldmetalle, ei saa elementi nr 20 vesilahustest elektrolüüsi teel. Kaltsium saadakse selle sulasoolade elektrolüüsil.

See on keeruline ja energiamahukas protsess. Kaltsiumkloriid sulatatakse elektrolüsaatoris koos teiste soolade lisamisega (neid on vaja CaCl 2 sulamistemperatuuri alandamiseks).

Teraskatood puudutab ainult elektrolüüdi pinda; vabanenud kaltsium kleepub ja külmub selle peale. Kaltsiumi vabanemisel tõstetakse katood järk-järgult üles ja lõpuks saadakse 50...60 cm pikkune kaltsiumi "varras", mis seejärel eemaldatakse, lüüakse teraskatoodilt lahti ja protsess algab otsast peale. Puutemeetodit kasutatakse kaltsiumkloriidi, raua, alumiiniumi ja naatriumiga tugevalt saastunud kaltsiumi saamiseks. Seda puhastatakse argooni atmosfääris ümbersulatamise teel.

Kui teraskatood asendada metallkatoodiga, mis on võimeline legeeruma kaltsiumiga, saadakse vastav sulam elektrolüüsi käigus. Olenevalt otstarbest võib seda kasutada sulamina või saada puhast kaltsiumi vaakumis destilleerimisel. Nii saadakse kaltsiumisulamid tsingi, plii ja vasega.

Teist kaltsiumi saamise meetodit – metalltermilist – põhjendas teoreetiliselt juba 1865. aastal kuulus vene keemik N.N. Beketov. Kaltsium redutseeritakse alumiiniumiga rõhul vaid 0,01 mm Hg. Protsessi temperatuur 1100...1200°C. Kaltsium saadakse seega auruna, mis seejärel kondenseerub.

Viimastel aastatel on välja töötatud teine ​​meetod elemendi saamiseks. See põhineb kaltsiumkarbiidi termilisel dissotsiatsioonil: vaakumis 1750 °C-ni kuumutamisel laguneb karbiid kaltsiumi auru ja tahke grafiidi moodustumisega.

Kaltsiumi füüsikalised omadused

Kaltsiummetall esineb kahe allotroopse modifikatsioonina. Kuni 443 °C on kuupkujulise näokeskse võrega α-Ca stabiilne (parameeter a = 0,558 nm), üle β-Ca on stabiilne α-Fe tüüpi kuupkehakeskse võrega (parameeter a = 0,448). nm). Standardne entalpia Δ Hα → β ülemineku 0 on 0,93 kJ/mol.

Rõhu järkjärgulise tõusuga hakkab see näitama pooljuhi omadusi, ei muutu pooljuhiks selle sõna täies tähenduses (pole ka enam metall). Rõhu edasise suurenemisega naaseb see metallilisse olekusse ja hakkab ilmutama ülijuhtivaid omadusi (ülijuhtivuse temperatuur on kuus korda kõrgem kui elavhõbedal ja ületab juhtivuse poolest palju kõiki teisi elemente). Kaltsiumi ainulaadne käitumine on paljuski sarnane strontsiumiga.

Vaatamata elemendi üldlevinud esinemisele, pole isegi keemikud kõik elementaarset kaltsiumi näinud. Kuid see metall, nii väliselt kui ka käitumiselt, erineb täielikult leelismetallidest, millega kokkupuude on täis tulekahjude ja põletuste ohtu. Seda saab ohutult hoida õhu käes, see ei sütti veest. Elementaarse kaltsiumi mehaanilised omadused ei muuda teda metallide perekonnas "mustaks lambaks": kaltsium ületab paljusid neist tugevuse ja kõvaduse poolest; seda saab treipingil treida, traadiks tõmmata, sepistada, pressida.

Ja veel, elementaarset kaltsiumi ei kasutata peaaegu kunagi struktuurimaterjalina. Ta on selleks liiga aktiivne. Kaltsium reageerib kergesti hapniku, väävli, halogeenidega. Teatud tingimustel reageerib see isegi lämmastiku ja vesinikuga. Süsinikoksiidide keskkond, mis on enamiku metallide jaoks inertne, on kaltsiumi suhtes agressiivne. See põleb CO ja CO 2 atmosfääris.

Selliste keemiliste omadustega kaltsiumi ei leidu loomulikult looduses vabas olekus. Kuid kaltsiumiühendid – nii looduslikud kui kunstlikud – on muutunud ülimalt tähtsaks.

Kaltsiumi keemilised omadused

Kaltsium on tüüpiline leelismuldmetall. Kaltsiumi keemiline aktiivsus on kõrge, kuid madalam kui kõigil teistel leelismuldmetallidel. See reageerib kergesti õhus oleva hapniku, süsihappegaasi ja niiskusega, mistõttu on kaltsiummetalli pind tavaliselt tuhmhall, mistõttu kaltsiumi säilitatakse laboris, nagu ka teisi leelismuldmetalle, tihedalt suletud purgis kihi all. petrooleumi või vedela parafiiniga.

Standardpotentsiaalide reas asub kaltsium vesinikust vasakul. Ca 2+ / Ca 0 paari standardne elektroodipotentsiaal on –2,84 V, nii et kaltsium reageerib aktiivselt veega, kuid ilma süttimiseta:

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

Aktiivsete mittemetallidega (hapnik, kloor, broom) reageerib kaltsium normaalsetes tingimustes:

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

Õhus või hapnikus kuumutamisel kaltsium süttib. Vähemaktiivsete mittemetallidega (vesinik, boor, süsinik, räni, lämmastik, fosfor ja teised) suhtleb kaltsium kuumutamisel, näiteks:

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 (kaltsiumfosfiid), CaP ja CaP 5 koostisega kaltsiumfosfiidid on samuti tuntud;

Tuntud on ka 2Ca + Si \u003d Ca 2 Si (kaltsiumisilitsiid), kaltsiumsilitsiidid koostistest CaSi, Ca 3 Si 4 ja CaSi 2.

Ülaltoodud reaktsioonide käiguga kaasneb reeglina suure hulga soojuse eraldumine (st need reaktsioonid on eksotermilised). Kõigis mittemetallidega ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2. Enamik kaltsiumiühendeid mittemetallidega laguneb vee toimel kergesti, näiteks:

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

Ca3N2 + 3H2O \u003d 3Ca (OH)2 + 2NH3.

Ca 2+ ioon on värvitu. Kui leegile lisada lahustuvaid kaltsiumisoolasid, muutub leek telliskivipunaseks.

Kaltsiumisoolad nagu CaCl 2 kloriid, CaBr 2 bromiid, CaI 2 jodiid ja Ca(NO 3) 2 nitraat lahustuvad vees hästi. CaF 2 fluoriid, CaCO 3 karbonaat, CaSO 4 sulfaat, Ca 3 (PO 4) 2 ortofosfaat, CaC 2 O 4 oksalaat ja mõned teised on vees lahustumatud.

Oluline on asjaolu, et erinevalt kaltsiumkarbonaadist CaCO 3 lahustub happeline kaltsiumkarbonaat (vesinikkarbonaat) Ca (HCO 3) 2 vees. Looduses viib see järgmiste protsessideni. Kui külm vihm või süsinikdioksiidiga küllastunud jõevesi tungib maa alla ja langeb lubjakividele, täheldatakse nende lahustumist:

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

Samades kohtades, kus kaltsiumvesinikkarbonaadiga küllastunud vesi tuleb maa pinnale ja päikesekiirte toimel soojendatakse, toimub vastupidine reaktsioon:

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

Seega toimub looduses suurte ainemasside ülekandumine. Selle tulemusena võivad maa alla tekkida tohutud tühimikud ning koobastesse tekivad kaunid kivist "jääpurikad" – stalaktiidid ja stalagmiidid.

Vees lahustunud kaltsiumvesinikkarbonaadi olemasolu määrab suuresti vee ajutise kareduse. Seda nimetatakse ajutiseks, kuna vee keetmisel vesinikkarbonaat laguneb ja CaCO 3 sadestub. See nähtus toob kaasa näiteks asjaolu, et aja jooksul tekib veekeetjasse katlakivi.

Rakendus kaltsium

Kuni viimase ajani pole metallilist kaltsiumi peaaegu kunagi kasutatud. Ameerika Ühendriigid näiteks tarbisid enne Teist maailmasõda vaid 10...25 tonni kaltsiumi aastas, Saksamaal - 5...10 tonni.Uute tehnoloogiavaldkondade arendamiseks kasutatakse aga palju haruldasi ja tulekindlaid metalle. vaja. Selgus, et paljudele neist on kaltsium väga mugav ja aktiivne redutseerija ning elementi hakati kasutama tooriumi, vanaadiumi, tsirkooniumi, berülliumi, nioobiumi, uraani, tantaali ja teiste tulekindlate metallide tootmisel. Puhast metallilist kaltsiumi kasutatakse metallotermias laialdaselt haruldaste metallide saamiseks.

Puhast kaltsiumist legeeritakse pliid, millest valmistatakse akuplaate, hooldusvabasid madala isetühjenemisega plii-happeakusid. Metallist kaltsiumi kasutatakse ka kvaliteetse kaltsiumi babbits BKA tootmiseks.

Metallilise kaltsiumi rakendused

Kaltsiummetalli peamine kasutusala on redutseerija metallide, eriti nikli, vase ja roostevaba terase tootmisel. Kaltsiumi ja selle hüdriidi kasutatakse ka raskesti taastatavate metallide, nagu kroom, toorium ja uraan, saamiseks. Kaltsiumi ja plii sulameid kasutatakse akudes ja laagrisulamites. Kaltsiumigraanuleid kasutatakse ka õhujälgede eemaldamiseks elektrovaakumseadmetest.

Looduslik kriit pulbri kujul sisaldub metallide poleerimiseks mõeldud kompositsioonides. Kuid hambaid pole võimalik pesta loodusliku kriidipulbriga, kuna see sisaldab kõige väiksemate loomade karpide jääke, mis on suurendanud kõvadust ja hävitavad hambaemaili.

Kasutaminekaltsiumtuumasünteesis

48 Ca isotoop on kõige tõhusam ja laialdasemalt kasutatav materjal üliraskete elementide tootmiseks ja uute elementide avastamiseks perioodilisustabelis. Näiteks 48 Ca iooni kasutamise korral üliraskete elementide tootmiseks kiirendites moodustuvad nende elementide tuumad sadu ja tuhandeid kordi tõhusamalt kui teisi "mürske" (ioone) kasutades. Radioaktiivset kaltsiumi kasutatakse laialdaselt bioloogias ja meditsiinis isotoopide märgistusainena mineraalide ainevahetusprotsesside uurimisel elusorganismis. Tema abiga leiti, et organismis toimub pidev kaltsiumioonide vahetus plasma, pehmete kudede ja isegi luukoe vahel. 45 Ca mängis olulist rolli ka muldades toimuvate ainevahetusprotsesside uurimisel ja taimede kaltsiumi assimilatsiooniprotsesside uurimisel. Sama isotoopi kasutades oli sulatusprotsessi käigus võimalik tuvastada terase ja ülipuhta raua kaltsiumiühenditega saasteallikaid.

Kaltsiumi võime siduda hapnikku ja lämmastikku võimaldas seda kasutada inertgaaside puhastamiseks ja getterina (Getter on aine, mis neelab gaase ja tekitab elektroonikaseadmetes sügava vaakumi.) vaakumraadioseadmetes. .

Kaltsiumiühendite kasutamine

Mõned tehislikud kaltsiumiühendid on saanud veelgi kuulsamaks ja tuttavamaks kui lubjakivi või kips. Nii kasutasid kustutatud Ca(OH) 2 ja kustutatud lubi CaO lubi antiikaja ehitajad.

Tsement on ka kunstlikult saadud kaltsiumiühend. Kõigepealt põletatakse savi või liiva segu lubjakiviga ja saadakse klinker, mis seejärel jahvatatakse peeneks halliks pulbriks. Tsemendist (õigemini tsemendist) saate palju rääkida, see on iseseisva artikli teema.

Sama kehtib ka klaasi kohta, mis tavaliselt sisaldab ka elementi.

kaltsiumhüdriid

Kaltsiumi kuumutamisel vesiniku atmosfääris saadakse CaH 2 (kaltsiumhüdriid), mida kasutatakse metallurgias (metallotermias) ja vesiniku tootmisel põllul.

Optilised ja lasermaterjalid

Kaltsiumfluoriidi (fluoriiti) kasutatakse monokristallide kujul optikas (astronoomilised objektiivid, läätsed, prismad) ja lasermaterjalina. Kaltsiumvolfraati (scheeliiti) monokristallide kujul kasutatakse lasertehnoloogias ja ka stsintillaatorina.

kaltsiumkarbiid

Kaltsiumkarbiid on aine, mis avastati juhuslikult uue ahju konstruktsiooni katsetamisel. Viimasel ajal kasutati kaltsiumkarbiidi CaCl 2 peamiselt hapnikuga keevitamiseks ja metallide lõikamiseks. Karbiidi kokkupuutel veega moodustub atsetüleen ja atsetüleeni põlemine hapnikujoas võimaldab saavutada peaaegu 3000 °C temperatuuri. Viimasel ajal kasutatakse atsetüleeni ja koos sellega karbiidi keevitamiseks üha vähem ja üha enam - keemiatööstuses.

kaltsium askeemiline vooluallikas

Kaltsiumi, aga ka selle sulameid alumiiniumi ja magneesiumiga kasutatakse termoelektrireservakudes anoodina (näiteks kaltsiumkromaatelement). Kaltsiumkromaati kasutatakse sellistes patareides nagu katood. Selliste akude eripäraks on ülipikk säilivusaeg (kümnendeid) kasutuskorras, võime töötada mis tahes tingimustes (ruum, kõrged rõhud), suur erienergia kaalu ja mahu järgi. Puuduseks on lühike kestus. Selliseid patareisid kasutatakse seal, kus on vaja lühikeseks ajaks luua kolossaalset elektrienergiat (balistilised raketid, mõned kosmoselaevad jne).

Tulekindlad materjalid alateskaltsium

Kaltsiumoksiidi nii vabal kujul kui ka keraamiliste segude osana kasutatakse tulekindlate materjalide tootmisel.

Ravimid

Kaltsiumiühendeid kasutatakse laialdaselt antihistamiinikumina.

• Kaltsiumkloriid
• Kaltsiumglükonaat
• kaltsiumglütserofosfaat

Lisaks lisatakse kaltsiumiühendeid osteoporoosi ennetamiseks mõeldud preparaatidesse, rasedate ja eakate vitamiinide kompleksidesse.

kaltsium inimkehas

Kaltsium on taimede, loomade ja inimeste tavaline makrotoitaine. Inimestel ja teistel selgroogsetel leidub suurem osa sellest fosfaatide kujul skeletis ja hammastes. Enamiku selgrootute rühmade (käsnad, korallipolüübid, molluskid jne) luustikud koosnevad kaltsiumkarbonaadi (lubi) erinevatest vormidest. Kaltsiumivajadus sõltub vanusest. Täiskasvanutele on vajalik päevaraha 800–1000 milligrammi (mg) ja lastele 600–900 mg, mis on luustiku intensiivse kasvu tõttu lastele väga oluline. Suurem osa toiduga inimkehasse sattuvast kaltsiumist leidub piimatoodetes, ülejäänud kaltsiumi leidub lihas, kalas ja mõnes taimses toidus (eriti rikkad on kaunviljad).

Kaltsiumi assimilatsiooni takistavad aspiriin, oksaalhape, östrogeeni derivaadid. Oksaalhappega kombineerituna annab kaltsium vees lahustumatud ühendid, mis on neerukivide komponendid.

Kaltsiumi ja D-vitamiini ülemäärased annused võivad põhjustada hüperkaltseemiat, millele järgneb intensiivne luude ja kudede lupjumine (mis mõjutab peamiselt kuseteede süsteemi). Maksimaalne ööpäevane ohutu annus täiskasvanule on 1500–1800 milligrammi.

kaltsium kõvas vees

Ühe sõnaga "karedus" määratletud omaduste kompleksi annavad veele selles lahustunud kaltsiumi- ja magneesiumisoolad. Kare vesi ei sobi paljudel elujuhtudel. Moodustab aurukateldes ja katlamajades katlakivi, raskendab kangaste värvimist ja pesemist, kuid sobib seebi valmistamiseks ja emulgeerimiseks parfüümitööstuses. Seetõttu asusid varem, kui veepehmendusmeetodid ei olnud täiuslikud, tekstiili- ja parfüümiettevõtted tavaliselt “pehme” vee allikate läheduses.

Eristage ajutist ja püsivat kõvadust. Ajutise (või karbonaadi) kareduse annavad veele lahustuvad vesinikkarbonaadid Ca (HCO 3) 2 ja Mg (HCO 3) 2. Seda saab eemaldada lihtsa keetmisega, mille käigus vesinikkarbonaadid muudetakse vees lahustumatuteks kaltsium- ja magneesiumkarbonaatideks.

Püsiva kõvaduse tekitavad samade metallide sulfaadid ja kloriidid. Ja seda saab kõrvaldada, kuid seda on palju keerulisem teha.

Mõlema kareduse summa on vee kogukaredus. Erinevates riikides hinnatakse seda erinevalt. Vee karedust on tavaks väljendada kaltsiumi ja magneesiumi milligrammi ekvivalentidena ühes liitris vees. Kui liitris vees on vähem kui 4 mEq, loetakse vesi pehmeks; nende kontsentratsiooni kasvades aina jäigemaks ja kui sisaldus ületab 12 ühikut, siis väga jäigemaks.

Vee karedus määratakse tavaliselt seebilahusega. Selline lahus (teatud kontsentratsiooniga) lisatakse tilkhaaval mõõdetud kogusele veele. Kuni vees on Ca 2+ või Mg 2+ ioone, segavad need vahu teket. Vastavalt seebilahuse kuludele enne vahu tekkimist arvutatakse Ca 2+ ja Mg 2+ ioonide sisaldus.

Huvitaval kombel määrati vee karedust sarnasel viisil juba Vana-Roomas. Reagendina toimis ainult punane vein – selle värvained moodustavad ka kaltsiumi- ja magneesiumiioonidega sadet.

Kaltsiumi säilitamine

Metallist kaltsiumi võib pikka aega säilitada 0,5–60 kg kaaluvate tükkidena. Selliseid tükke hoitakse paberkottides, mis on suletud tsingitud raudtrumlitesse, millel on joodetud ja värvitud õmblused. Tihedalt suletud trumlid asetatakse puidust kastidesse. Alla 0,5 kg kaaluvaid tükke ei saa pikka aega säilitada - need muutuvad kiiresti oksiidiks, hüdroksiidiks ja kaltsiumkarbonaadiks.

Kaltsium on II rühma keemiline element, mille aatomnumber on perioodilisuse süsteemis 20 ja mida tähistatakse sümboliga Ca (lat. Calcium). Kaltsium on pehme hõbehall leelismuldmetall.

20 perioodilisustabeli element Elemendi nimi pärineb lat. calx (genitiivis calcis) - "lubi", "pehme kivi". Selle pakkus välja inglise keemik Humphry Davy, kes eraldas 1808. aastal metallilise kaltsiumi.
Kaltsiumiühendeid - lubjakivi, marmor, kips (nagu ka lubi - lubjakivi põlemise saadus) on ehituses kasutatud juba mitu aastatuhandet tagasi.
Kaltsium on üks levinumaid elemente maa peal. Kaltsiumiühendeid leidub peaaegu kõigis loomade ja taimede kudedes. See moodustab 3,38% maakoore massist (hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel arvukuse poolest 5. koht).

Kaltsiumi leidmine loodusest

Kaltsiumi kõrge keemilise aktiivsuse tõttu vabal kujul looduses ei leidu.
Kaltsium moodustab 3,38% maakoore massist (rohkuse poolest 5. koht hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel). Elemendi sisaldus merevees on 400 mg/l.

isotoobid

Kaltsium esineb looduses kuue isotoobi seguna: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca ja 48Ca, millest kõige levinum - 40Ca - on 96,97%. Kaltsiumi tuumad sisaldavad maagilist prootonite arvu: Z = 20. Isotoobid
40
20
Ca20 ja
48
20
Ca28 on kaks viiest looduses leiduvast kahekordse maagilise arvuga tuumast.
Kuuest looduslikult esinevast kaltsiumi isotoobist viis on stabiilsed. Kuues 48Ca isotoop, kuuest raskeim ja väga haruldane (selle isotoopide arvukus on vaid 0,187%), läbib kahekordse beeta-lagunemise poolväärtusajaga 1,6 1017 aastat.

Kivimites ja mineraalides

Enamik kaltsiumi sisaldub mitmesuguste kivimite (graniidid, gneissid jne) silikaatide ja alumosilikaatide koostises, eriti päevakivis - anortiidis Ca.
Settekivimite kujul esindavad kaltsiumiühendid kriit ja lubjakivi, mis koosnevad peamiselt mineraalsest kaltsiidist (CaCO3). Kaltsiidi kristalne vorm, marmor, on looduses palju vähem levinud.
Üsna laialt on levinud kaltsiummineraalid nagu kaltsiit CaCO3, anhüdriit CaSO4, alabaster CaSO4 0,5H2O ja kips CaSO4 2H2O, fluoriit CaF2, apatiidid Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomiit MgCO3 CaCO3. Kaltsiumi- ja magneesiumisoolade olemasolu looduslikus vees määrab selle kareduse.
Maakoores jõuliselt rändav ja erinevatesse geokeemilistesse süsteemidesse akumuleeruv kaltsium moodustab 385 mineraali (mineraalide arvult neljas).

Kaltsiumi bioloogiline roll

Kaltsium on taimede, loomade ja inimeste tavaline makrotoitaine. Inimestel ja teistel selgroogsetel on suurem osa sellest skeletis ja hammastes. Kaltsium leidub luudes hüdroksüapatiidi kujul. Enamiku selgrootute rühmade (käsnad, korallipolüübid, molluskid jne) "skeletid" koosnevad erinevatest kaltsiumkarbonaadi (lubja) vormidest. Kaltsiumiioonid osalevad vere hüübimisprotsessides ja toimivad ka ühe universaalse teise sõnumitoojana rakkude sees ja reguleerivad mitmesuguseid rakusiseseid protsesse - lihaste kokkutõmbumist, eksotsütoosi, sealhulgas hormoonide ja neurotransmitterite sekretsiooni. Kaltsiumi kontsentratsioon inimese rakkude tsütoplasmas on umbes 10–4 mmol/l, rakkudevahelistes vedelikes umbes 2,5 mmol/l.

Kaltsiumivajadus sõltub vanusest. Täiskasvanutele vanuses 19-50 aastat ja lastele vanuses 4-8 aastat (kaasa arvatud) on päevane vajadus (RDA) 1000 mg (sisaldub ligikaudu 790 ml 1% rasvasisaldusega piimas) ja lastele vanuses 9-18 aastat (kaasa arvatud). - 1300 mg päevas (sisaldub ligikaudu 1030 ml 1% rasvasisaldusega piimas). Noorukieas on luustiku intensiivse kasvu tõttu väga oluline piisav kaltsiumi tarbimine. USA-s tehtud uuringute kohaselt saavutavad aga oma vajadused vaid 11% tüdrukutest ja 31% poistest vanuses 12–19 aastat. Tasakaalustatud toitumise korral jõuab suurem osa kaltsiumist (umbes 80%) lapse organismi koos piimatoodetega. Ülejäänud kaltsium pärineb teraviljast (sh täisteraleib ja tatar), kaunviljadest, apelsinidest, rohelistest, pähklitest. Piimarasval põhinevad piimatooted (või, koor, hapukoor, koorepõhine jäätis) kaltsiumi praktiliselt ei sisalda. Mida rohkem piimatootes on piimarasva, seda vähem see kaltsiumi sisaldab. Kaltsiumi imendumine soolestikus toimub kahel viisil: transtsellulaarne (transtsellulaarne) ja rakkudevaheline (paratsellulaarne). Esimest mehhanismi vahendab D-vitamiini aktiivse vormi (kaltsitriool) ja selle soolestiku retseptorite toime. See mängib suurt rolli madala kuni mõõduka kaltsiumi tarbimise korral. Suurema kaltsiumisisaldusega toidus hakkab peamist rolli mängima rakkudevaheline imendumine, mis on seotud suure kaltsiumikontsentratsiooni gradiendiga. Transtsellulaarse mehhanismi tõttu imendub kaltsium suuremal määral kaksteistsõrmiksooles (seal kaltsitriooli retseptorite kõrgeima kontsentratsiooni tõttu). Rakkudevahelise passiivse ülekande tõttu on kaltsiumi imendumine kõige aktiivsem kõigis kolmes peensoole sektsioonis. Kaltsiumi imendumist soodustab paratsellulaarselt laktoos (piimasuhkur).

Kaltsiumi imendumist takistavad mõned loomsed rasvad (sh lehmapiimarasv ja veiserasv, kuid mitte seapekk) ja palmiõli. Sellistes rasvades sisalduvad palmitiin- ja steariinrasvhapped lõhustuvad seedimise käigus soolestikus ja seovad vabal kujul kindlalt kaltsiumi, moodustades kaltsiumpalmitaadi ja kaltsiumstearaadi (lahustumatud seebid). Selle tooliga seebi näol läheb kaduma nii kaltsium kui rasv. See mehhanism vastutab kaltsiumi imendumise vähenemise, luu mineraliseerumise vähenemise ja luude tugevuse kaudsete mõõtmiste vähenemise eest imikutel, kes kasutavad palmiõlil (palmioleiinil) põhinevat imiku piimasegu. Nendel lastel on kaltsiumseepide moodustumine soolestikus seotud väljaheite kõvenemise, selle sageduse vähenemise, aga ka sagedasema regurgitatsiooni ja koolikutega.

Kaltsiumi kontsentratsioon veres on tänu oma tähtsusele paljude elutähtsate protsesside jaoks täpselt reguleeritud ning õige toitumise ning vähese rasvasisaldusega piimatoodete ja D-vitamiini piisava tarbimise korral puudust ei teki. Pikaajaline kaltsiumi ja/või D-vitamiini puudus toidus suurendab osteoporoosi riski ja põhjustab imikueas rahhiidi.

Kaltsiumi ja D-vitamiini ülemäärased annused võivad põhjustada hüperkaltseemiat. Maksimaalne ohutu annus täiskasvanutele vanuses 19–50 aastat (kaasa arvatud) on 2500 mg päevas (umbes 340 g Edami juustu).

Soojusjuhtivus