Kaltsium reageerib normaalsetes tingimustes. Kaltsium

Kaltsium(kaltsium), Ca, Mendelejevi perioodilise süsteemi II rühma keemiline element, aatomnumber 20, aatommass 40,08; hõbevalge kerge metall. Looduslik element on segu kuuest stabiilsest isotoobist: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca ja 48 Ca, millest 40 Ca on kõige enam (96, 97%).

Ca ühendeid - lubjakivi, marmor, kips (nagu ka lubi - lubjakivi kaltsineerimise saadus) kasutati ehituses juba iidsetel aegadel. Kuni 18. sajandi lõpuni pidasid keemikud lubi lihtsaks tahkeks aineks. 1789. aastal väitis A. Lavoisier, et lubi, magneesiumoksiid, bariit, alumiiniumoksiid ja ränidioksiid on kompleksained. 1808. aastal valmistas G. Davy märja kustutatud lubja ja elavhõbeoksiidi segu elektrolüüsiga elavhõbekatoodiga Ca amalgaami ja sellest elavhõbedat destilleerides sai metalli nimega "kaltsium" (ladina calx, sugu kalts - lubi) .

Kaltsiumi jaotumine looduses. Maakoore arvukuse poolest on Ca 5. kohal (O, Si, Al ja Fe järel); sisaldus 2,96 massiprotsenti. Ta rändab jõuliselt ja akumuleerub erinevatesse geokeemilistesse süsteemidesse, moodustades 385 mineraali (mineraalide arvult 4. koht). Maa vahevöös on Ca vähe ja Maa tuumas arvatavasti veelgi vähem (raudmeteoriitides 0,02%). Maakoore alumises osas on ülekaalus Ca, kuhjudes põhikivimitesse; suurem osa Ca-st sisaldub päevakivis – Ca-anortiidis; aluselistes kivimites on sisaldus 6,72%, happelistes kivimites (graniidid jt) 1,58%. Biosfääris toimub Ca erakordselt järsk diferentseerumine, mis on seotud peamiselt "karbonaadi tasakaaluga": süsinikdioksiidi interaktsioonil karbonaadiga CaCO 3 moodustub lahustuv vesinikkarbonaat Ca(HCO 3) 2: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2 = Ca 2+ + 2HCO 3-. See reaktsioon on pöörduv ja on Ca ümberjaotumise aluseks. Kui vee CO 2 sisaldus on kõrge, on Ca lahuses ja kui CO 2 sisaldus on madal, sadestub mineraalne kaltsiit CaCO 3, moodustades paksud lubjakivi, kriidi ja marmori ladestised.

Ca ajaloos mängib suurt rolli ka biogeenne ränne. Metallelementide elusaines on Ca peamine. Teada on organisme, mis sisaldavad üle 10% Ca (rohkem süsinikku), ehitades oma luustiku Ca-ühenditest, peamiselt CaCO 3 -st (lubjarikkad vetikad, paljud molluskid, okasnahksed, korallid, risoomid jne). Skelettide matmisega merre. loomi ja taimi seostatakse kolossaalsete vetikate, korallide ja muude lubjakivide masside kuhjumisega, mis maa sügavustesse sukeldudes ja mineraliseerudes muutuvad erinevat tüüpi marmoriks.

Niiske kliimaga suuri alasid (metsavööndid, tundra) iseloomustab Ca defitsiit - siin leostub see kergesti mullast. Seda seostatakse madala mullaviljakuse, koduloomade madala produktiivsuse, nende väiksuse ja sageli luustikuhaigustega. Seetõttu on suur tähtsus muldade lupjamisel, koduloomade ja lindude toitmisel jne. Vastupidi, kuivas kliimas lahustub CaCO 3 halvasti, mistõttu on steppide ja kõrbete maastikud Ca rikkad. Soolaalades ja soolajärvedes koguneb sageli kipsi CaSO 4 · 2H 2 O.

Jõed toovad ookeani palju Ca-d, kuid see ei püsi ookeanivees (keskmine sisaldus 0,04%), vaid koondub organismide skeletti ja ladestub pärast nende surma peamiselt CaCO kujul põhja. 3. Lubjarikkad mudad on levinud kõigi ookeanide põhjas kuni 4000 m sügavusel (suurematel sügavustel lahustub CaCO 3 ja sealsed organismid kannatavad sageli Ca defitsiidi all).

Põhjavesi mängib Ca migratsioonis olulist rolli. Paekivimassiivides leostavad nad paiguti jõuliselt CaCO 3, mida seostatakse karsti arenguga, koobaste, stalaktiitide ja stalagmiitide tekkega. Möödunud geoloogiliste ajastute meredes oli lisaks kaltsiidile laialt levinud Ca fosfaatide (näiteks Kasahstanis Karatau fosforiidimaardla), dolomiidi CaCO 3 ·MgCO 3 ja laguunides aurustumise ajal - kipsi sadestumine.

Geoloogilise ajaloo jooksul suurenes biogeensete karbonaatide moodustumine ja vähenes kaltsiidi keemiline sadestumine. Eelkambriumi meredes (üle 600 miljoni aasta tagasi) polnud lubjarikka luustikuga loomi; need on levinud alates Kambriumi ajast (korallid, käsnad jne). Seda seostatakse eelkambriumi atmosfääri kõrge CO 2 sisaldusega.

Kaltsiumi füüsikalised omadused.α-vormi Ca kristallvõre (tavalistel temperatuuridel stabiilne) on näokeskne kuup, a = 5,56 Å. Aatomiraadius 1,97Å, ioonraadius Ca 2+ 1,04Å. Tihedus 1,54 g/cm3 (20 °C). Üle 464 °C on kuusnurkne β-vorm stabiilne. t sulamistemperatuur 851 °C, t keeb 1482 °C; lineaarpaisumise temperatuuritegur 22·10 -6 (0-300 °C); soojusjuhtivus 20 °C juures 125,6 W/(m K) või 0,3 cal/(cm sek °C); erisoojusmaht (0-100 °C) 623,9 J/(kg K) või 0,149 cal/(g °C); elektritakistus 20 °C juures 4,6·10 -8 oomi·m või 4,6·10 -6 oomi·cm; elektritakistuse temperatuuritegur on 4,57·10 -3 (20 °C). Elastsusmoodul 26 Gn/m2 (2600 kgf/mm2); tõmbetugevus 60 MN/m 2 (6 kgf/mm 2); elastsuse piir 4 MN/m 2 (0,4 kgf/mm 2), voolavuspiir 38 MN/m 2 (3,8 kgf/mm 2); suhteline pikenemine 50%; Brinelli kõvadus 200-300 Mn/m2 (20-30 kgf/mm2). Piisavalt kõrge puhtusastmega kaltsium on plastiline, kergesti pressitav, rullitav ja tükeldatav.

Kaltsiumi keemilised omadused. Ca 4s 2 aatomi välise elektronkihi konfiguratsioon, mille järgi Ca ühendites on 2-valentne. Keemiliselt on Ca väga aktiivne. Normaalsetel temperatuuridel interakteerub Ca kergesti õhu hapniku ja niiskusega, mistõttu seda hoitakse hermeetiliselt suletud anumates või mineraalõli all. Õhus või hapnikus kuumutamisel süttib see, andes aluselise oksiidi CaO. Tuntud on ka peroksiidid Ca - CaO 2 ja CaO 4. Ca reageerib alguses kiiresti külma veega, seejärel reaktsioon aeglustub Ca(OH) 2 kile tekkimise tõttu. Ca reageerib intensiivselt kuuma vee ja hapetega, vabastades H2 (va kontsentreeritud HNO3). See reageerib külmas fluoriga ning üle 400 °C kloori ja broomiga, andes vastavalt CaF 2, CaCl 2 ja CaBr 2. Sulas olekus moodustavad need halogeniidid Ca - CaF, CaCl-ga nn alamühendeid, milles Ca on formaalselt monovalentne. Ca kuumutamisel väävliga saadakse kaltsiumsulfiid CaS, viimane lisab väävlit, moodustades polüsulfiide (CaS 2, CaS 4 jt). Suheldes kuiva vesinikuga temperatuuril 300-400 °C, moodustab Ca hüdriidi CaH 2 - ioonse ühendi, milles vesinik on anioon. 500 °C juures annavad Ca ja lämmastik Ca 3 N 2 nitriidi; Ca vastasmõju ammoniaagiga külmas põhjustab kompleksse ammoniaagi Ca 6 moodustumist. Kuumutamisel ilma õhu juurdepääsuta grafiidi, räni või fosforiga annab Ca vastavalt kaltsiumkarbiidi CaC 2, silitsiide Ca 2 Si, CaSi, CaSi 2 ja fosfiid Ca 3 P 2. Ca moodustab intermetallilisi ühendeid koos Al, Ag, Au, Cu, Li, Mg, Pb, Sn jt.

Kaltsiumi saamine. Tööstuses saadakse Ca kahel viisil: 1) CaO ja Al pulbri briketeeritud segu kuumutamisel 1200 °C juures vaakumis 0,01-0,02 mm Hg. Art.; reaktsioonil eraldub: 6CaO + 2 Al = 3CaO·Al 2 O 3 + 3Ca Ca aurud kondenseeruvad külmal pinnal; 2) CaCl 2 ja KCl sulami elektrolüüsil vedela vask-kaltsiumkatoodiga valmistatakse Cu-Ca sulam (65% Ca), millest Ca destilleeritakse temperatuuril 950-1000 °C vaakumis ära. 0,1-0,001 mm Hg. Art.

Kaltsiumi kasutamine. Puhta metalli kujul kasutatakse Ca redutseeriva ainena U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb ja mõnede nende ühendite haruldaste muldmetallide jaoks. Seda kasutatakse ka terase, pronksi ja muude sulamite desoksüdeerimiseks, väävli eemaldamiseks naftatoodetest, orgaaniliste vedelike dehüdreerimiseks, argooni puhastamiseks lämmastikulisanditest ja gaasiabsorberina elektrilistes vaakumseadmetes. Tehnoloogias on laialdaselt kasutatud Pb-Na-Ca süsteemi hõõrdumisevastaseid materjale, samuti elektrikestade valmistamiseks kasutatavaid Pb-Ca sulamid. kaablid Ca-Si-Ca sulamit (ränikaltsiumi) kasutatakse kvaliteetsete teraste tootmisel deoksüdeerijana ja degasaatorina.

Kaltsium organismis. Ca on üks biogeensetest elementidest, mis on vajalikud eluprotsesside normaalseks toimimiseks. 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 2+, Na + ja K + ioonide vahekorda. 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 2+ ioonid edastavad ergastuse lihaskiule, põhjustades selle kokkutõmbumist, suurendades südame kontraktsioonide tugevust, suurendades leukotsüütide fagotsüütfunktsiooni, aktiveerides kaitsvate verevalkude süsteemi ja osaledes selle koagulatsioonis. Rakkudes leidub peaaegu kogu Ca ühendite kujul valkude, nukleiinhapete, fosfolipiididega ning kompleksides anorgaaniliste fosfaatide ja orgaaniliste hapetega. Inimeste ja kõrgemate loomade vereplasmas saab valkudega seonduda vaid 20-40% Ca-st. Skeletiga loomadel kasutatakse ehitusmaterjalina kuni 97–99% kogu Ca-st: selgrootutel peamiselt CaCO 3 kujul (molluskite kestad, korallid), selgroogsetel - fosfaatide kujul. Paljud selgrootud säilitavad Ca enne sulamist uue skeleti ehitamiseks või elutähtsate funktsioonide tagamiseks ebasoodsates tingimustes.

Ca sisaldust inimeste ja kõrgemate loomade veres reguleerivad kõrvalkilpnäärme ja kilpnäärme hormoonid. D-vitamiin mängib neis protsessides võtmerolli Ca imendumine toimub peensoole eesmises osas. Ca imendumine halveneb soolestiku happesuse vähenemisega ja sõltub Ca, P ja rasva vahekorrast toidus. Optimaalne Ca/P suhe lehmapiimas on umbes 1,3 (kartulil 0,15, ubadel 0,13, lihas 0,016). Kui toidus on P- või oksaalhapet liiga palju, halveneb Ca imendumine. Sapphapped kiirendavad selle imendumist. Optimaalne Ca/rasva suhe inimese toidus on 0,04-0,08 g Ca 1 g rasva kohta. Ca eritumine toimub peamiselt soolte kaudu. Imetajad kaotavad imetamise ajal piimas palju Ca. Fosfori-kaltsiumi metabolismi häiretega areneb noortel loomadel ja lastel rahhiit ning täiskasvanud loomadel muutused luustiku koostises ja struktuuris (osteomalaatsia).

MÄÄRATLUS

Kaltsium- perioodilisuse tabeli kahekümnes element. Nimetus - Ca ladinakeelsest sõnast "kaltsium". Asub neljandas perioodis, rühm IIA. Viitab metallidele. Põhitasu on 20.

Kaltsium on üks levinumaid elemente looduses. Maakoor sisaldab ligikaudu 3% (massi järgi). Seda esineb paljudes lubjakivi- ja kriidimaardlates, aga ka marmoris, mis on kaltsiumkarbonaadi CaCO 3 looduslikud liigid. Suures koguses leidub ka kipsi CaSO 4 × 2H 2 O, fosforiiti Ca 3 (PO 4) 2 ja lõpuks mitmesuguseid kaltsiumi sisaldavaid silikaate.

Lihtsa aine kujul on kaltsium tempermalmist, üsna kõva valge metall (joonis 1). Õhus kattub see kiiresti oksiidikihiga ja kuumutamisel põleb see ereda punaka leegiga. Kaltsium reageerib suhteliselt aeglaselt külma veega, kuid tõrjub kiiresti kuumast veest välja vesiniku, moodustades hüdroksiidi.

Riis. 1. Kaltsium. Välimus.

Kaltsiumi aatom- ja molekulmass

Aine suhteline molekulmass (M r) on arv, mis näitab, mitu korda on antud molekuli mass suurem kui 1/12 süsinikuaatomi massist ja elemendi suhteline aatommass (A r) on mitu korda on keemilise elemendi aatomite keskmine mass suurem kui 1/12 süsinikuaatomi massist.

Kuna vabas olekus kaltsium eksisteerib monoatoomiliste Ca molekulide kujul, langevad selle aatom- ja molekulmassi väärtused kokku. Need on võrdsed 40,078-ga.

Kaltsiumi isotoobid

Teada on, et looduses leidub kaltsiumi nelja stabiilse isotoobi kujul 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca ja 48 Ca, kusjuures selge ülekaaluga on 40 Ca isotoop (99,97%). Nende massinumbrid on vastavalt 40, 42, 43, 44, 46 ja 48. Kaltsiumiisotoobi 40 Ca aatomi tuum sisaldab kakskümmend prootonit ja kakskümmend neutronit ning ülejäänud isotoobid erinevad sellest ainult neutronite arvu poolest.

Seal on kaltsiumi kunstlikke isotoope massinumbritega 34 kuni 57, millest kõige stabiilsem on 41 Ca, mille poolestusaeg on 102 tuhat aastat.

Kaltsiumiioonid

Kaltsiumiaatomi välisenergia tasemel on kaks elektroni, mis on valents:

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

Keemilise interaktsiooni tulemusena loovutab kaltsium oma valentselektronid, s.o. on nende doonor ja muutub positiivselt laetud iooniks:

Ca 0 -2e → Ca 2+ .

Kaltsiumi molekul ja aatom

Vabas olekus kaltsium eksisteerib üheaatomiliste Ca molekulide kujul. Siin on mõned kaltsiumi aatomit ja molekuli iseloomustavad omadused:

Kaltsiumi sulamid

Kaltsium toimib mõnedes pliisulamites legeeriva komponendina.

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Harjutus	Kirjutage reaktsioonivõrrandid, mida saab kasutada järgmiste teisenduste läbiviimiseks: Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → Ca(HCO 3) 2.
Vastus	Kaltsiumi vees lahustamisega saate häguse lahuse lubjapiimast - kaltsiumhüdroksiidist: Ca+ 2H 2O → Ca(OH)2 + H2. Juhtides süsinikdioksiidi läbi kaltsiumhüdroksiidi lahuse, saame kaltsiumkarbonaadi: 2Ca(OH)2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O. Lisades kaltsiumkarbonaadile vett ja jätkates süsinikdioksiidi juhtimist läbi selle segu, saame kaltsiumvesinikkarbonaadi: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2.

Kaltsium- perioodilise tabeli 4. perioodi element ja PA rühma, järjekorranumber 20. Aatomi elektrooniline valem [ 18 Ar]4s 2, oksüdatsiooniastmed +2 ja 0. Viitab leelismuldmetallidele. Sellel on madal elektronegatiivsus (1,04) ja sellel on metallilised (põhilised) omadused. Moodustab (katioonina) arvukalt sooli ja kahekomponentseid ühendeid. Paljud kaltsiumisoolad lahustuvad vees vähe. Looduses - kuues Keemilise arvukuse poolest leidub elementi (metallide seas kolmas) seotud kujul. Kõigi organismide jaoks elutähtis element Kaltsiumipuudust pinnases kompenseeritakse lubiväetiste (CaC0 3, CaO, kaltsiumtsüaanamiid CaCN 2 jne) andmisega. Kaltsium, kaltsiumkatioon ja selle ühendid värvivad gaasipõleti leegi tumeoranžiks ( kvalitatiivne tuvastamine).

Kaltsium Ca

Hõbevalge metall, pehme, plastiline. Niiskes õhus see tuhmub ja kattub CaO ja Ca(OH) kilega 2. Väga reaktiivne; süttib õhu käes kuumutamisel, reageerib vesiniku, kloori, väävli ja grafiidiga:

Redutseerib teisi metalle nende oksiididest (tööstuslikult oluline meetod - kaltsiumtermia):

Kviitung kaltsium sees tööstusele:

Kaltsiumi kasutatakse mittemetalliliste lisandite eemaldamiseks metallisulamitest, kergete ja hõõrdumisvastaste sulamite komponendina ning haruldaste metallide eraldamiseks nende oksiididest.

Kaltsiumoksiid CaO

Põhiline oksiid. Tehniline nimetus: kustutatud lubi. Valge, väga hügroskoopne. Sellel on ioonne struktuur Ca 2+ O 2-. Tulekindel, termiliselt stabiilne, süttimisel lenduv. Imab õhust niiskust ja süsinikdioksiidi. Reageerib intensiivselt veega (kõrge ekso- mõju), moodustab tugevalt leeliselise lahuse (võimalik on hüdroksiidi sade), seda protsessi nimetatakse lubja kustutamiseks. Reageerib hapete, metallide ja mittemetallide oksiididega. Seda kasutatakse teiste kaltsiumiühendite sünteesiks, Ca(OH) 2, CaC 2 ja mineraalväetiste tootmisel, räbustina metallurgias, katalüsaatorina orgaanilises sünteesis ja sidematerjalide komponendina ehituses.

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Kviitung Sao tööstuses— lubjakivi põletamine (900–1200 °C):

CaCO3 = CaO + CO2

Kaltsiumhüdroksiid Ca(OH) 2

Aluseline hüdroksiid. Tehniline nimetus on kustutatud lubi. Valge, hügroskoopne. Sellel on ioonne struktuur: Ca 2+ (OH -) 2. Mõõdukalt kuumutamisel laguneb. Imab õhust niiskust ja süsinikdioksiidi. Külmas vees kergelt lahustuv (tekib leeliseline lahus), keevas vees veel vähem lahustuv. Selge lahus (lubjavesi) muutub kiiresti häguseks hüdroksiidisademe (suspensiooni nimetatakse lubjapiimaks) sadenemise tõttu. Kvalitatiivne reaktsioon Ca 2+ ioonile on süsihappegaasi läbimine läbi lubjavee koos CaCO 3 sademe ilmnemisega ja selle üleminek lahusesse. Reageerib hapete ja happeoksiididega, osaleb ioonivahetusreaktsioonides. Seda kasutatakse klaasi, pleegituslubi, lubi-mineraalväetiste tootmisel, sooda kaustiseerimiseks ja magevee pehmendamiseks, samuti lubimörtide - taignataoliste segude (liiv + kustutatud lubi + vesi) valmistamiseks, toimides sideainena. kivi- ja telliskivitöödeks, seinte viimistlemiseks (krohvimiseks) ja muuks ehituslikuks otstarbeks. Selliste lahuste kõvenemine (“setting”) on tingitud süsinikdioksiidi neeldumisest õhust.

Elektronegatiivsus 1.00 (Paulingi skaala) Elektroodi potentsiaal −2,76 Oksüdatsiooniseisundid 2 Ionisatsioonienergia
(esimene elektron) 589,4 (6,11) kJ/mol (eV) Lihtsa aine termodünaamilised omadused Tihedus (tavalistes tingimustes) 1,55 g/cm³ Sulamistemperatuur 1112 K; 838,85 °C Keemistemperatuur 1757 K; 1483,85 °C Ud. sulamissoojus 9,20 kJ/mol Ud. aurustumissoojus 153,6 kJ/mol Molaarne soojusmahtuvus 25,9 J/(K mol) Molaarne maht 29,9 cm³/mol Lihtaine kristallvõre Võre struktuur kuupkujuline näokeskne Võre parameetrid 5,580 Debye temperatuur 230 Muud omadused Soojusjuhtivus (300 K) (201) W/(m K) CAS number 7440-70-2 Emissioonispekter

Nime ajalugu ja päritolu

Elemendi nimi pärineb latist. calx (genitiivses käändes kalts) - “lubi”, “pehme kivi”. Selle pakkus välja inglise keemik Humphry Davy, kes eraldas 1808. aastal elektrolüütilise meetodiga kaltsiummetalli. Davy allutas märja kustutatud lubja segu elektrolüüsile plaatinaplaadil, mis toimis anoodina. Katoodiks oli vedelikku sukeldatud plaatinatraat. Elektrolüüsi tulemusena saadi kaltsiumamalgaam. Olles sellest elavhõbedat destilleerinud, sai Davy metalli nimega kaltsium.

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%. Kaltsiumi tuumad sisaldavad maagilist arvu prootoneid: Z= 20. Isotoobid 40
20Ca20
Ja 48
20 Ca28
on kaks viiest looduses eksisteerivast topeltmaagilisest tuumast.

Kaltsiumi kuuest looduslikust isotoobist viis on stabiilsed. Kuues isotoop 48 Ca, kuuest raskeim ja väga haruldane (selle isotoopide arvukus on vaid 0,187%), läbib kahekordse beeta-lagunemise poolväärtusajaga (4,39 ± 0,58)⋅10 19 aastat.

Kivimites ja mineraalides

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

Suurem osa kaltsiumist sisaldub mitmesuguste kivimite silikaatides ja alumosilikaatides (graniidid, gneissid jne), eriti päevakivis - anortiit Ca.

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 · CaCO 3. Kaltsiumi- ja magneesiumisoolade olemasolu looduslikus vees määrab selle kareduse.

Peamiselt krüptokristallilisest kaltsiidist koosnev settekivim on lubjakivi (üks selle sortidest on kriit). Piirkondlik metamorfism muudab lubjakivi marmoriks.

Ränne maapõues

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

C a C O 3 + H 2 O + C O 2 ⇄ C a (H C O 3) 2 ⇄ C a 2 + + 2 H C O 3 − (\displaystyle (\mathsf (CaCO_(3)+H_(2)O+CO_(2)) )\parempoolsed vasakpoolsed Ca(HCO_(3))_(2)\parempoolsed vasakpoolsed Ca^(2+)+2HCO_(3)^(-))))

(tasakaal nihkub sõltuvalt süsihappegaasi kontsentratsioonist vasakule või paremale).

Suurt rolli mängib biogeenne ränne.

Biosfääris

Kaltsiumiühendeid leidub peaaegu kõigis loomade ja taimede kudedes (vt allpool). Märkimisväärne kogus kaltsiumi leidub elusorganismides. Seega on 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 karbid ja kestad, munakoored jne on valmistatud kaltsiumkarbonaadist CaCO 3. Inimeste ja loomade eluskudedes on Ca 1,4-2% (massiosa järgi); 70 kg kaaluvas inimkehas on kaltsiumisisaldus umbes 1,7 kg (peamiselt luukoe rakkudevahelises aines).

Kviitung

Vaba metalliline kaltsium saadakse CaCl2-st (75-80%) ja KCl-st või CaCl2-st ja CaF2-st koosneva sulandi elektrolüüsil, samuti CaO aluminotermilisel redutseerimisel temperatuuril 1170-1200 °C. 4 C a O + 2 A l → C a A l 2 O 4 + 3 C a (\displaystyle (\mathsf (4CaO+2Al\paremnool CaAl_(2)O_(4)+3Ca)))

Füüsikalised omadused

Kaltsiummetall esineb kahe allotroopse modifikatsioonina. Stabiilne kuni 443 °C α-Ca kuupkujulise näokeskse võrega (parameeter A= 0,558 nm), stabiilsem β-Ca kuubikujulise kehakeskse võretüübiga α-Fe(parameeter a= 0,448 nm). Standardne entalpia Δ H 0 (\displaystyle \Delta H^(0))üleminek α → β on 0,93 kJ/mol.

Rõhu järkjärgulise suurenemisega hakkab see avaldama pooljuhi omadusi, kuid ei muutu pooljuhiks selle sõna täies tähenduses (see pole ka enam metall). Rõhu edasise suurenemisega naaseb see metallilisse olekusse ja hakkab ilmutama ülijuhtivaid omadusi (ülijuhtivuse temperatuur on kuus korda kõrgem kui elavhõbeda oma ja ületab juhtivuse poolest palju kõiki teisi elemente). Kaltsiumi ainulaadne käitumine sarnaneb paljuski strontsiumiga (see tähendab, et paralleelid perioodilisustabelis on säilinud).

Keemilised omadused

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

C a + 2 H 2 O → C a (OH) 2 + H 2 . (\displaystyle (\mathsf (Ca+2H_(2)O\paremnool Ca(OH)_(2)+H_(2)\uparrow .)))

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

Rakendus

Kaltsiummetalli peamine kasutusala on redutseerija metallide, eriti nikli, vase ja roostevaba terase tootmisel. Kaltsiumi ja selle hüdriidi kasutatakse ka raskesti redutseeritavate metallide, näiteks kroomi, tooriumi ja uraani tootmiseks. Kaltsiumi-plii sulameid kasutatakse teatud tüüpi akudes ja laagrite tootmisel. Kaltsiumigraanuleid kasutatakse ka õhujälgede eemaldamiseks vaakumseadmetest. Puhast kaltsiummetalli kasutatakse metallotermias laialdaselt haruldaste muldmetallide elementide tootmiseks.

Kaltsiumi kasutatakse laialdaselt metallurgias terase deoksüdeerimiseks koos alumiiniumiga või koos sellega. Ahjuväline töötlemine kaltsiumi sisaldavate traatidega on juhtival kohal tänu kaltsiumi mitmefaktorilisele mõjule sulandi füüsikalis-keemilisele olekule, metalli makro- ja mikrostruktuurile, metalltoodete kvaliteedile ja omadustele ning on lahutamatu osa. terase tootmistehnoloogia osa. Kaasaegses metallurgias kasutatakse sissepritsetraati kaltsiumi sisestamiseks sulatisse, milleks on kaltsium (mõnikord ränikaltsium või alumiiniumkaltsium) pulbri või pressitud metalli kujul teraskestas. Koos deoksüdatsiooniga (terases lahustunud hapniku eemaldamine) võimaldab kaltsiumi kasutamine saada mittemetallilisi lisandeid, mis on oma olemuselt, koostiselt ja kujult soodsad ning mis ei hävine edasiste tehnoloogiliste toimingute käigus.

Isotoop 48 Ca on üks tõhusamaid ja kõige sagedamini kasutatavaid materjale üliraskete elementide tootmiseks ja perioodilisustabeli uute elementide avastamiseks. Seda seetõttu, et kaltsium-48 on kahekordselt maagiline tuum, mistõttu selle stabiilsus võimaldab sellel olla piisavalt neutronirikas kerge tuuma jaoks; üliraskete tuumade süntees nõuab neutronite liigset kogust.

Bioloogiline roll

Kaltsiumi kontsentratsioon veres on tänu selle 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 ning imikueas põhjustab rahhiidi.

Märkmed

1. Brinelli kõvadus 200-300 MPa
2. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Elementide aatommassid 2011 (IUPAC Technical Report) // Pure and Applied Chemistry. - 2013. - Vol. 85, nr. 5 . - Lk 1047-1078. - DOI:10.1351/PAC-REP-13-03-02.
3. Toimetuse meeskond: Knunyants I. L. (peatoimetaja). Keemiaentsüklopeedia: 5 köites - Moskva: Nõukogude entsüklopeedia, 1990. - T. 2. - Lk 293. - 671 lk. - 100 000 eksemplari.
4. Riley J.P. ja Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965.
5. Pritšenko B. Topelt-beeta lagunemise hinnatud poolestusaegade süstemaatika // Tuumaandmelehed. - 2014. - juuni (kd. 120). - lk 102-105. - ISSN 0090-3752. - DOI:10.1016/j.nds.2014.07.018.[parandada]
6. Pritšenko B. Vastuvõetud topeltbeeta (ββ) lagunemisväärtuste loend (määratlemata) . Riiklik tuumaandmete keskus, Brookhaveni riiklik labor. Vaadatud 6. detsembril 2015.
7. Keemiku käsiraamat / toimetuskolleegium: Nikolsky B.P. 2. väljaanne. - M.-L.: Keemia, 1966. - T. 1. - 1072 lk.
8. Ajaleht. RE: surveelemendid
9. Kaltsium // Suur Nõukogude Entsüklopeedia: [30 köites] / ptk. toim. A. M. Prohhorov. - 3. väljaanne - M.: Nõukogude entsüklopeedia, 1969-1978.
10. Djudkin D. A., Kisilenko V. V. Erinevate tegurite mõju kaltsiumi imendumisele räbustiga traadist koos keeruka täiteainega SK40 (vene) // Elektrometallurgia: ajakiri. - 2009. - mai (nr 5). - Lk 2-6.
11. Mihhailov G. G., Tšernova L. A. Terase kaltsiumi ja alumiiniumiga deoksüdeerimise protsesside termodünaamiline analüüs (vene) // Elektrometallurgia: ajakiri. - 2008. - Märts (nr 3). - Lk 6-8.
12. Tuuma kestamudel
13. Meditsiiniinstituudi (USA) komitee D-vitamiini ja kaltsiumi toitumise võrdluskoguste ülevaatamiseks; Ross AC, Taylor CL, Yaktine AL, Del Valle HB, toimetajad (2011).

Iidsetel aegadel kasutasid inimesed ehituseks kaltsiumiühendeid. Põhimõtteliselt oli see kivimites leitud kaltsiumkarbonaat või selle põlemisprodukt – lubi. Kasutati ka marmorit ja krohvi. Varem uskusid teadlased, et lubi, mis on kaltsiumoksiid, on lihtne aine. See väärarusaam eksisteeris kuni 18. sajandi lõpuni, kuni Antoine Lavoisier avaldas selle aine kohta oma oletusi.

Lubja ekstraheerimine

19. sajandi alguses avastas inglise teadlane Humphrey Davy elektrolüüsi abil kaltsiumi puhtal kujul. Lisaks sai ta kustutatud lubjast ja elavhõbeoksiidist kaltsiumamalgaami. Pärast elavhõbeda destilleerimist sai ta metallilise kaltsiumi.

Kaltsiumi reaktsioon veega toimub ägedalt, kuid sellega ei kaasne tulekahju. Vesiniku rohke vabanemise tõttu liigub kaltsiumplaat läbi vee. Samuti moodustub aine - kaltsiumhüdroksiid. Kui vedelikule lisada fenoolftaleiini, muutub see heledaks karmiinpunaseks – seetõttu on Ca(OH)₂ alus.

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂↓ + H₂

Kaltsiumi reaktsioon hapnikuga

Ca ja O₂ reaktsioon on väga huvitav, kuid katset ei saa teha kodus, kuna see on väga ohtlik.

Vaatleme kaltsiumi reaktsiooni hapnikuga, nimelt selle aine põlemist õhus.

Tähelepanu! Ärge proovige seda kogemust ise korrata! leiate ohutuid keemiakatseid, mida saate kodus teha.

Võtame hapnikuallikana kaaliumnitraadi KNO₃. Kui kaltsiumi hoiti petrooleumivedelikus, tuleb see enne katset puhastada põletiga, hoides seda leegi kohal. Järgmisena kastetakse kaltsium KNO₃ pulbrisse. Seejärel tuleb kaltsium kaaliumnitraadiga panna põleti leeki. Toimub kaaliumnitraadi lagunemisreaktsioon kaaliumnitritiks ja hapnikuks. Vabanenud hapnik süütab kaltsiumi ja leek muutub punaseks.

KNO₃ → KNO₂ + O₂

2Ca + O₂ → 2CaO

Väärib märkimist, et kaltsium reageerib mõne elemendiga ainult kuumutamisel, nende hulka kuuluvad: väävel, boor, lämmastik ja teised.