Hvordan ser rent kalsium ut? Kalsium og dets egenskaper

Kalsiumforbindelser- kalkstein, marmor, gips (samt kalk - et produkt av kalkstein) har blitt brukt i konstruksjon siden antikken. Frem til slutten av 1700-tallet anså kjemikere kalk for å være et enkelt stoff. I 1789 foreslo A. Lavoisier at kalk, magnesia, baritt, alumina og silika er komplekse stoffer. I 1808 forberedte Davy, ved å utsette en blanding av våtlesket kalk med kvikksølvoksid for elektrolyse med en kvikksølvkatode, et kalsiumamalgam, og etter å ha drevet kvikksølv ut av det, oppnådde han et metall kalt "kalsium" (fra lat. Calx, slekt. sak calcis - lime).

Ordning av elektroner i baner.

+20Ca… |3s 3p 3d | 4s

Kalsium kalles et jordalkalimetall, det er klassifisert som et S-element. På det eksterne elektroniske nivået har kalsium to elektroner, så det gir forbindelser: CaO, Ca (OH) 2, CaCl2, CaSO4, CaCO3, etc. Kalsium tilhører typiske metaller - det har høy affinitet for oksygen, reduserer nesten alle metaller fra oksidene deres og danner en ganske sterk base Ca (OH) 2.

Krystallgitteret av metaller kan være av forskjellige typer, men kalsium er preget av et ansiktssentrert kubisk gitter.

Størrelsene, formen og innbyrdes arrangement av krystaller i metaller avgis ved metallografiske metoder. Den mest komplette vurderingen av metallstrukturen i denne forbindelse er gitt ved mikroskopisk analyse av dens tynne seksjon. En prøve kuttes ut av metallet som testes, og planen slipes, poleres og etses med en spesiell løsning (etsemiddel). Som et resultat av etsing fremheves strukturen til prøven, som undersøkes eller fotograferes ved hjelp av et metallografisk mikroskop.

Kalsium er et lettmetall (d = 1,55), sølvhvit i fargen. Det er hardere og smelter ved en høyere temperatur (851°C) enn natrium, som er ved siden av det i det periodiske systemet. Dette er fordi det er to elektroner per kalsiumion i metallet. Derfor er den kjemiske bindingen mellom ioner og elektrongass sterkere enn for natrium. I kjemiske reaksjoner overføres kalsiumvalenselektroner til atomer av andre grunnstoffer. I dette tilfellet dannes dobbeltladede ioner.

Kalsium er svært reaktivt med metaller, spesielt med oksygen. I luft oksiderer det langsommere enn alkalimetaller, siden oksidfilmen på den er mindre permeabel for oksygen. Ved oppvarming brenner kalsium med frigjøring av enorme mengder varme:

Kalsium reagerer med vann, fortrenger hydrogen fra det og danner en base:

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

På grunn av sin store reaktivitet med oksygen, finner kalsium en viss bruk for å oppnå sjeldne metaller fra oksidene deres. Metalloksider varmes opp sammen med kalsiumflis; som et resultat av reaksjonene oppnås kalsiumoksid og et metall. Bruken av kalsium og noen av dets legeringer for såkalt deoksidering av metaller er basert på samme egenskap. Kalsium tilsettes smeltet metall og det fjerner spor av oppløst oksygen; det resulterende kalsiumoksidet flyter til overflaten av metallet. Kalsium er en del av noen legeringer.

Kalsium oppnås ved elektrolyse av smeltet kalsiumklorid eller ved den aluminotermiske metoden. Kalsiumoksid, eller lesket kalk, er et hvitt pulver som smelter ved 2570°C. Det oppnås ved å kalsinere kalkstein:

CaCO3 \u003d CaO + CO2 ^

Kalsiumoksid er et basisk oksid, så det reagerer med syrer og syreanhydrider. Med vann gir det en base - kalsiumhydroksid:

CaO + H2O = Ca(OH)2

Tilsetningen av vann til kalsiumoksid, kalt kalklesking, fortsetter med frigjøring av en stor mengde varme. En del av vannet omdannes til damp. Kalsiumhydroksid, eller lesket kalk, er et hvitt stoff, lett løselig i vann. En vandig løsning av kalsiumhydroksid kalles kalkvann. En slik løsning har ganske sterke alkaliske egenskaper, siden kalsiumhydroksid dissosieres godt:

Ca (OH) 2 \u003d Ca + 2OH

Sammenlignet med hydrater av alkalimetalloksider er kalsiumhydroksid en svakere base. Dette forklares med at kalsiumionet er dobbeltladet og tiltrekker seg hydroksylgrupper sterkere.

Hydrert kalk og dens løsning, kalt kalkvann, reagerer med syrer og syreanhydrider, inkludert karbondioksid. Kalkvann brukes i laboratorier for å oppdage karbondioksid, siden det resulterende uløselige kalsiumkarbonatet får vannet til å bli grumsete:

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Men når karbondioksid passerer i lang tid, blir løsningen gjennomsiktig igjen. Dette skyldes det faktum at kalsiumkarbonat omdannes til et løselig salt - kalsiumbikarbonat:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

I industrien oppnås kalsium på to måter:

Ved å varme opp en brikettblanding av CaO og Al-pulver ved 1200 ° C i et vakuum på 0,01 - 0,02 mm. rt. Kunst.; utgitt av reaksjonen:

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

Kalsiumdamp kondenserer på en kald overflate.

Ved elektrolyse av en smelte av CaCl2 og KCl med en flytende kobber-kalsium-katode, fremstilles en legering av Cu - Ca (65% Ca), hvorfra kalsium destilleres av ved en temperatur på 950 - 1000 ° C i et vakuum av 0,1 - 0,001 mm Hg.

Det er også utviklet en metode for å oppnå kalsium ved termisk dissosiasjon av kalsiumkarbid CaC2.

Kalsium er et av de mest tallrike grunnstoffene i naturen. Den inneholder omtrent 3 % (masse) i jordskorpen. Kalsiumsalter danner i naturen store ansamlinger i form av karbonater (kritt, marmor), sulfater (gips), fosfater (fosforitter). Under påvirkning av vann og karbondioksid går karbonater over i løsning i form av hydrokarboner og transporteres av undergrunns- og elvevann over lange avstander. Når kalsiumsalter vaskes ut, kan det dannes grotter. På grunn av fordampning av vann eller en økning i temperatur, kan det dannes avleiringer av kalsiumkarbonat på et nytt sted. Så for eksempel dannes stalaktitter og stalagmitter i huler.

Løselige kalsium- og magnesiumsalter bestemmer den generelle hardheten til vannet. Hvis de er tilstede i vann i små mengder, kalles vannet mykt. Med et høyt innhold av disse saltene (100 - 200 mg kalsiumsalter - i 1 liter i form av ioner), anses vann som hardt. I slikt vann skummer såpe dårlig, siden kalsium- og magnesiumsalter danner uløselige forbindelser med det. I hardt vann er matvarer dårlig kokt, og når de kokes, gir det kalk på veggene til dampkjeler. Kalk leder ikke varmen godt, forårsaker en økning i drivstofforbruket og akselererer slitasjen på kjeleveggene. Skaladannelse er en kompleks prosess. Ved oppvarming brytes syresaltene av kalsium- og magnesiumkarbonsyre ned og blir til uløselige karbonater:

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

Løseligheten til kalsiumsulfat CaSO4 avtar også ved oppvarming, så det er en del av skalaen.

Hardheten forårsaket av tilstedeværelsen av kalsium- og magnesiumbikarbonater i vann kalles karbonat eller midlertidig, siden det elimineres ved koking. I tillegg til karbonathardhet skilles også hardhet uten karbonat, som avhenger av innholdet av sulfater og klorider av kalsium og magnesium i vannet. Disse saltene fjernes ikke ved koking, og derfor kalles ikke-karbonathardhet også konstant hardhet. Karbonat- og ikke-karbonathardhet summerer seg til total hardhet.

For å eliminere hardhet fullstendig, destilleres vann noen ganger. Kok opp vann for å fjerne karbonathardheten. Generell hardhet elimineres enten ved tilsetning av kjemikalier eller ved bruk av såkalte kationbyttere. Ved bruk av den kjemiske metoden omdannes løselige kalsium- og magnesiumsalter til uløselige karbonater, for eksempel tilsettes melk av kalk og brus:

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

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

Å fjerne stivhet med kationbyttere er en mer avansert prosess. Kationbyttere er komplekse stoffer (naturlige forbindelser av silisium og aluminium, organiske forbindelser med høy molekylvekt), hvis sammensetning kan uttrykkes med formelen Na2R, hvor R er en kompleks syrerest. Når vann filtreres gjennom et lag med kationbytter, byttes Na-ioner (kationer) ut med Ca- og Mg-ioner:

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Følgelig går Ca-ioner fra løsningen inn i kationbytteren, og Na-ioner passerer fra kationbytteren inn i løsningen. For å gjenopprette den brukte kationbytteren, vaskes den med en løsning av vanlig salt. I dette tilfellet skjer den omvendte prosessen: Ca-ioner i kationbytteren erstattes av Na-ioner:

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

Den regenererte kationveksleren kan brukes igjen til vannrensing.

I form av et rent metall brukes Ca som reduksjonsmiddel for U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb og noen sjeldne jordmetaller og deres forbindelser. Det brukes også til deoksidering av stål, bronse og andre legeringer, for fjerning av svovel fra petroleumsprodukter, for dehydrering av organiske væsker, for rensing av argon fra nitrogenforurensninger, og som en gassabsorber i elektriske vakuumenheter. Antifiksjonsmaterialer av Pb - Na - Ca-systemet, samt Pb - Ca-legeringer, som brukes til å lage kappen av elektriske kabler, har fått stor anvendelse innen teknologi. Legering Ca - Si - Ca (silikokalsium) brukes som deoksideringsmiddel og avgasser ved produksjon av kvalitetsstål.

Kalsium er et av de biogene elementene som er nødvendige for den normale livsprosessen. Det finnes i alle vev og væsker hos dyr og planter. Bare sjeldne organismer kan utvikle seg i et miljø uten Ca. I noen organismer når innholdet av Ca 38%: hos mennesker - 1,4 - 2%. Celler av plante- og dyreorganismer trenger strengt definerte forhold mellom Ca-, Na- og K-ioner i ekstracellulære medier. Planter får Ca fra jorda. I henhold til deres forhold til Ca, er planter delt inn i calcephiles og calcephobes. Dyr får Ca fra mat og vann. Ca er nødvendig for dannelsen av en rekke cellulære strukturer, opprettholde den normale permeabiliteten til ytre cellemembraner, for å befrukte eggene til fisk og andre dyr, og aktivere en rekke enzymer. Ca-ioner overfører eksitasjon til muskelfiberen, forårsaker dens sammentrekning, øker styrken til hjertesammentrekninger, øker den fagocytiske funksjonen til leukocytter, aktiverer systemet med beskyttende blodproteiner og deltar i koagulasjonen. I celler er nesten all Ca i form av forbindelser med proteiner, nukleinsyrer, fosfolipider, i komplekser med uorganiske fosfater og organiske syrer. I blodplasmaet til mennesker og høyerestående dyr kan bare 20-40 % Ca assosieres med proteiner. Hos dyr med skjelett brukes opptil 97 - 99 % av all Ca som byggemateriale: hos virvelløse dyr, hovedsakelig i form av CaCO3 (bløtdyrskjell, koraller), hos virveldyr, i form av fosfater. Mange virvelløse dyr lagrer Ca før de smelter for å bygge et nytt skjelett eller for å gi vitale funksjoner under ugunstige forhold. Innholdet av Ca i blodet til mennesker og høyerestående dyr reguleres av hormonene i biskjoldbruskkjertelen og skjoldbruskkjertelen. Vitamin D spiller den viktigste rollen i disse prosessene.Ca-absorpsjon skjer i fremre del av tynntarmen. Assimilering av Ca forverres med en reduksjon i surhet i tarmen og avhenger av forholdet mellom Ca, fosfor og fett i maten. De optimale Ca/P-forholdene i kumelk er ca. 1,3 (i poteter 0,15, i bønner 0,13, i kjøtt 0,016). Med et overskudd av P og oksalsyre i maten forverres absorpsjonen av Ca. Gallesyrer akselererer absorpsjonen. Det optimale forholdet mellom Ca/fett i menneskemat er 0,04 - 0,08 g Ca per 1 g. fett. Utskillelse av Ca skjer hovedsakelig gjennom tarmen. Pattedyr under diegivning mister mye Ca med melk. Med brudd på fosfor-kalsiummetabolismen hos unge dyr og barn utvikler rakitt, hos voksne dyr - en endring i sammensetningen og strukturen til skjelettet (osteomalacia).

I medisin eliminerer Ca-medisiner lidelser forbundet med mangel på Ca-ioner i kroppen (med tetany, spasmofili, rakitt). Ca-preparater reduserer overfølsomhet for allergener og brukes til å behandle allergiske sykdommer (serumsyke, sovefeber, etc.). Ca-preparater reduserer økt vaskulær permeabilitet og har en anti-inflammatorisk effekt. De brukes til hemorragisk vaskulitt, strålingssyke, inflammatoriske prosesser (lungebetennelse, pleuritt, etc.) og noen hudsykdommer. Det er foreskrevet som et hemostatisk middel, for å forbedre aktiviteten til hjertemuskelen og forbedre virkningen av digitalis-preparater, som en motgift for forgiftning med magnesiumsalter. Sammen med andre legemidler brukes Ca-preparater for å stimulere fødselen. Ca-klorid administreres gjennom munnen og intravenøst. Ossocalcinol (15 % steril suspensjon av spesialtilberedt benpulver i ferskenolje) er foreslått for vevsterapi.

Ca-preparater inkluderer også gips (CaSO4), brukt i kirurgi for gips, og kritt (CaCO3), administrert oralt med økt surhet av magesaft og til fremstilling av tannpulver.

KALSIUM (latinsk kalsium), Ca, et kjemisk grunnstoff i gruppe II av den korte formen (2. gruppe av den lange formen) av det periodiske systemet; refererer til jordalkalimetaller; atomnummer 20; atommasse 40,078. I naturen er det 6 stabile isotoper: 40 Ca (96,941%), 42 Ca (0,647%), 43 Ca (0,135%), 44 Ca (2,086%), 46 Ca (0,004%), 48 Ca (0,187%) ; kunstig oppnådde radioisotoper med massetall 34-54.

Historiereferanse. Mange naturlige kalsiumforbindelser var kjent i antikken og ble mye brukt i konstruksjon (for eksempel gips, kalk, marmor). Metallisk kalsium ble først isolert av G. Davy i 1808 under elektrolysen av en blanding av CaO- og HgO-oksider og påfølgende dekomponering av det dannede kalsiumamalgamet. Navnet kommer fra det latinske calx (genitiv calcis) - lime, myk stein.

Utbredelse i naturen. Kalsiuminnholdet i jordskorpen er 3,38 % av massen. På grunn av sin høye kjemiske aktivitet forekommer den ikke i fri tilstand. De vanligste mineralene er anortitt Ca, anhydritt CaSO 4, apatitt Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), gips CaSO 4 2H 2 O, kalsitt og aragonitt CaCO 3, perovskitt CaTiO 3, fluoritt CaF 2, scheelite CaWO fire. Kalsiummineraler er en del av sedimentære (for eksempel kalkstein), magmatiske og metamorfe bergarter. Kalsiumforbindelser finnes i levende organismer: de er hovedkomponentene i beinvevet til virveldyr (hydroksyapatitt, fluorapatitt), korallskjeletter, bløtdyrskjell (kalsiumkarbonat og fosfater), etc. Tilstedeværelsen av Ca 2+ ioner bestemmer hardheten til vann.

Eiendommer. Konfigurasjonen av det ytre elektronskallet til kalsiumatomet er 4s 2 ; i forbindelser viser den en oksidasjonstilstand på +2, sjelden +1; Pauling elektronegativitet 1,00, atomradius 180 pm, Ca 2+ ioneradius 114 pm (koordinasjonsnummer 6). kalsium er et sølvhvitt mykt metall; opptil 443 ° С, modifikasjonen med et kubisk ansiktssentrert krystallgitter er stabilt, over 443 ° С - med et kubisk kroppssentrert gitter; t pl 842°С, t kip 1484 °С, tetthet 1550 kg/m3; varmeledningsevne 125,6 W/(m K).

Kalsium er et metall med høy kjemisk aktivitet (lagret i hermetisk lukkede kar eller under et lag med mineralolje). Under normale forhold interagerer det lett med oksygen (kalsiumoksid CaO dannes), ved oppvarming - med hydrogen (CaH 2 hydrid), halogener (kalsiumhalogenider), bor (CaB 6 borid), karbon (kalsiumkarbid CaC 2), silisium (Ca silicider 2 Si, CaSi, CaSi 2, Ca 3 Si 4), nitrogen (Ca 3 N 2 nitrid), fosfor (Ca 3 P 2, CaP, CaP 5 fosfider), kalkogener (CaX kalkogenider, hvor X er S, Se, de). Kalsium interagerer med andre metaller (Li, Cu, Ag, Au, Mg, Zn, Al, Pb, Sn, etc.) for å danne intermetalliske forbindelser. Metallisk kalsium reagerer med vann og danner kalsiumhydroksid Ca(OH) 2 og H 2 . Virker kraftig med de fleste syrer og danner de tilsvarende salter (for eksempel kalsiumnitrat, kalsiumsulfat, kalsiumfosfater). Det oppløses i flytende ammoniakk for å danne en mørkeblå løsning med metallisk ledningsevne. Når ammoniakk fordamper, frigjøres ammoniakk fra en slik løsning. Gradvis reagerer kalsium med ammoniakk for å danne amidet Ca(NH 2) 2 . Den danner ulike komplekse forbindelser, komplekser med oksygenholdige polydentate ligander, for eksempel Ca-kompleksonater, er av største betydning.

Biologisk rolle. Kalsium refererer til biogene elementer. Menneskets daglige behov for kalsium er omtrent 1 g. I levende organismer er kalsiumioner involvert i prosessene med muskelkontraksjon og overføring av nerveimpulser.

Kvittering. Kalsiummetall oppnås ved elektrolytiske og metallotermiske metoder. Den elektrolytiske metoden er basert på elektrolyse av smeltet kalsiumklorid med en berøringskatode eller en flytende kobber-kalsium-katode. Kalsium destilleres av fra den resulterende kobber-kalsium-legeringen ved en temperatur på 1000-1080 °C og et trykk på 13-20 kPa. Den metallotermiske metoden er basert på reduksjon av kalsium fra dets oksid med aluminium eller silisium ved 1100-1200 °C. Dette produserer aluminat eller kalsiumsilikat, samt gassformig kalsium, som deretter kondenseres. Verdensproduksjon av kalsiumforbindelser og materialer som inneholder kalsium, ca. 1 milliard tonn/år (1998).

applikasjon. Kalsium brukes som reduksjonsmiddel i produksjonen av mange metaller (Rb, Cs, Zr, Hf, V, etc.). Kalsiumsilicider, samt kalsiumlegeringer med natrium, sink og andre metaller, brukes som deoksideringsmidler og avsvovlingsmidler for noen legeringer og olje, for å rense argon fra oksygen og nitrogen, og som en gassabsorber i vakuumapparater. CaCl 2-klorid brukes som tørkemiddel i kjemisk syntese, gips brukes i medisin. Kalsiumsilikater er hovedkomponentene i sement.

Lit .: Rodyakin VV Kalsium, dets forbindelser og legeringer. M., 1967; Spitsyn V.I., Martynenko L.I. Uorganisk kjemi. M., 1994. Del 2; Uorganisk kjemi / Redigert av Yu. D. Tretyakov. M., 2004. T. 2.

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

Kalsium (latinsk kalsium, betegnet med symbolet Ca) er et grunnstoff med atomnummer 20 og atommasse 40,078. Det er et element i hovedundergruppen til den andre gruppen, den fjerde perioden i det periodiske systemet for kjemiske elementer til Dmitry Ivanovich Mendeleev. Under normale forhold er et enkelt stoff kalsium et lett (1,54 g / cm3) formbart, mykt, reaktivt jordalkalimetall med sølvhvit farge.

I naturen presenteres kalsium som en blanding av seks isotoper: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), 43Ca (0,145%), 44Ca (2,06%), 46Ca (0,0033%) og 48Ca (0,185%). Hovedisotopen til det tjuende elementet - det vanligste - er 40Ca, dens isotopiske overflod er omtrent 97%. Av de seks naturlige kalsiumisotopene er fem stabile, den sjette isotopen 48Ca, den tyngste av de seks og ganske sjeldne (den isotopiske forekomsten er bare 0,185%), har nylig blitt funnet å gjennomgå dobbelt β-forfall med en halveringstid på 5,3∙1019 år. Kunstig produserte isotoper med massetall 39, 41, 45, 47 og 49 er radioaktive. Oftest brukes de som en isotopsporer i studiet av mineralmetabolismeprosesser i en levende organisme. 45Ca, oppnådd ved å bestråle metallisk kalsium eller dets forbindelser med nøytroner i en uranreaktor, spiller en viktig rolle i å studere de metabolske prosessene som forekommer i jordsmonn og i å studere prosessene for kalsiumassimilering av planter. Takket være den samme isotopen var det mulig å oppdage kilder til forurensning av ulike kvaliteter av stål og ultrarent jern med kalsiumforbindelser under smelteprosessen.

Kalsiumforbindelser - marmor, gips, kalkstein og kalk (et produkt av brennende kalkstein) har vært kjent siden antikken og ble mye brukt i konstruksjon og medisin. De gamle egypterne brukte kalsiumforbindelser i konstruksjonen av pyramidene sine, og innbyggerne i det store Roma oppfant betong - ved å bruke en blanding av pukk, kalk og sand. Helt til slutten av 1700-tallet var kjemikere overbevist om at kalk var en enkel kropp. Først i 1789 foreslo Lavoisier at kalk, alumina og noen andre forbindelser er komplekse stoffer. I 1808 ble metallisk kalsium oppnådd av G. Davy ved elektrolyse.

Bruken av metallisk kalsium er assosiert med dets høye kjemiske aktivitet. Det brukes til å gjenvinne fra forbindelser av visse metaller, for eksempel thorium, uran, krom, zirkonium, cesium, rubidium; for fjerning fra stål og fra noen andre legeringer av oksygen, svovel; for dehydrering av organiske væsker; for absorpsjon av rester av gasser i vakuumanordninger. I tillegg fungerer metallisk kalsium som en legeringskomponent i noen legeringer. Kalsiumforbindelser er mye mer utbredt - de brukes i konstruksjon, pyroteknikk, glassproduksjon, medisin og mange andre områder.

Kalsium er et av de viktigste biogene elementene; det er nødvendig for de fleste levende organismer for det normale forløpet av livsprosesser. Kroppen til en voksen inneholder opptil halvannet kilo kalsium. Det er tilstede i alle vev og væsker av levende organismer. Det tjuende elementet er nødvendig for dannelsen av beinvev, opprettholdelse av hjertefrekvensen, blodpropp, opprettholdelse av den normale permeabiliteten til de ytre cellemembranene og dannelsen av en rekke enzymer. Listen over funksjoner som kalsium utfører i plante- og dyreorganismer er veldig lang. Det er nok å si at bare sjeldne organismer er i stand til å utvikle seg i et miljø uten kalsium, mens andre organismer er 38% sammensatt av dette elementet (menneskekroppen inneholder bare ca. 2% kalsium).

Biologiske egenskaper

Kalsium er et av de biogene elementene, dets forbindelser finnes i nesten alle levende organismer (få organismer er i stand til å utvikle seg i et miljø uten kalsium), noe som sikrer et normalt forløp av livsprosesser. Det tjuende elementet er tilstede i alle vev og væsker hos dyr og planter, mesteparten av det (i virveldyr - inkludert mennesker) finnes i skjelettet og tennene i form av fosfater (for eksempel hydroksyapatitt Ca5 (PO4) 3OH eller 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH) 2). Bruken av det tjuende elementet som byggemateriale for bein og tenner skyldes at kalsiumioner ikke brukes i cellen. Konsentrasjonen av kalsium styres av spesielle hormoner, deres kombinerte virkning bevarer og opprettholder beinstrukturen. Skjelettene til de fleste grupper av virvelløse dyr (bløtdyr, koraller, svamper og andre) er bygget av ulike former for kalsiumkarbonat CaCO3 (kalk). Mange virvelløse dyr lagrer kalsium før de smelter for å bygge et nytt skjelett eller for å gi vitale funksjoner under ugunstige forhold. Dyr får kalsium fra mat og vann, og planter fra jorda og i forhold til dette grunnstoffet deles inn i calcephiles og calcephobes.

Ionene til dette viktige sporelementet er involvert i prosessene med blodkoagulasjon, samt i å sikre et konstant osmotisk trykk i blodet. I tillegg er kalsium nødvendig for dannelsen av en rekke cellulære strukturer, opprettholde den normale permeabiliteten til ytre cellemembraner, for å befrukte eggene til fisk og andre dyr, og aktivere en rekke enzymer (kanskje denne omstendigheten skyldes det faktum at kalsium erstatter magnesiumioner). Kalsiumioner overfører eksitasjon til muskelfiberen, får den til å trekke seg sammen, øker styrken til hjertesammentrekninger, øker den fagocytiske funksjonen til leukocytter, aktiverer systemet med beskyttende blodproteiner, regulerer eksocytose, inkludert utskillelse av hormoner og nevrotransmittere. Kalsium påvirker blodårenes åpenhet - uten dette elementet ville fett, lipider og kolesterol sette seg på veggene i blodårene. Kalsium fremmer utskillelsen av salter av tungmetaller og radionuklider fra kroppen, utfører antioksidantfunksjoner. Kalsium påvirker reproduksjonssystemet, har en antistresseffekt og har en antiallergisk effekt.

Innholdet av kalsium i kroppen til en voksen (som veier 70 kg) er 1,7 kg (hovedsakelig i sammensetningen av det intercellulære stoffet i beinvev). Behovet for dette elementet avhenger av alder: for voksne er den nødvendige daglige godtgjørelsen fra 800 til 1000 milligram, for barn fra 600 til 900 milligram. For barn er det spesielt viktig å innta den nødvendige dosen for intensiv vekst og utvikling av bein. Hovedkilden til kalsium i kroppen er melk og meieriprodukter, resten av kalsium kommer fra kjøtt, fisk og enkelte planteprodukter (spesielt belgfrukter). Absorpsjonen av kalsiumkationer skjer i tykktarmen og tynntarmen, absorpsjonen forenkles av et surt miljø, vitamin C og D, laktose (melkesyre), og umettede fettsyrer. I sin tur reduserer aspirin, oksalsyre, østrogenderivater absorpsjonen av det tjuende elementet betydelig. Så, i kombinasjon med oksalsyre, gir kalsium vannuløselige forbindelser som er komponenter i nyrestein. Magnesiums rolle i kalsiummetabolismen er stor - med sin mangel blir kalsium "vasket ut" av bein og avsatt i nyrene (nyrestein) og muskler. Generelt er det et komplekst system for lagring og frigjøring av det tjuende elementet i kroppen, av denne grunn er kalsiuminnholdet i blodet nøyaktig regulert, og med riktig ernæring er det ingen mangel eller overskudd. Langsiktig kalsiumdiett kan forårsake kramper, leddsmerter, forstoppelse, tretthet, døsighet, veksthemming. Langvarig mangel på kalsium i kosten fører til utvikling av osteoporose. Nikotin, koffein og alkohol er noen av årsakene til mangelen på kalsium i kroppen, da de bidrar til dens intensive utskillelse i urinen. Imidlertid fører et overskudd av det tjuende elementet (eller vitamin D) til negative konsekvenser - hyperkalsemi utvikler seg, hvis konsekvens er intens forkalkning av bein og vev (påvirker hovedsakelig urinsystemet). Langsiktig kalsiumoverskudd forstyrrer funksjonen til muskel- og nervevev, øker blodpropp og reduserer absorpsjonen av sink i beinceller. Kanskje utseendet til slitasjegikt, grå stær, problemer med blodtrykket. Fra det foregående kan vi konkludere med at cellene til plante- og dyreorganismer trenger strengt definerte forhold mellom kalsiumioner.

I farmakologi og medisin brukes kalsiumforbindelser til fremstilling av vitaminer, tabletter, piller, injeksjoner, antibiotika, samt til fremstilling av ampuller og medisinske redskaper.

Det viser seg at en ganske vanlig årsak til mannlig infertilitet er mangel på kalsium i kroppen! Faktum er at spermatozoens hode har en pilformet formasjon, som utelukkende består av kalsium, med en tilstrekkelig mengde av dette elementet, er spermatozoen i stand til å overvinne membranen og befrukte egget, med utilstrekkelig infertilitet.

Amerikanske forskere har funnet ut at mangel på kalsiumioner i blodet fører til en svekkelse av hukommelsen og en reduksjon i intelligens. Fra det kjente amerikanske tidsskriftet Science News ble det for eksempel kjent om eksperimenter som bekreftet at katter utvikler en betinget refleks bare hvis hjernecellene inneholder mer kalsium enn blod.

Kalsiumcyanamidforbindelsen, høyt verdsatt i landbruket, brukes ikke bare som nitrogengjødsel og ureakilde, verdifull gjødsel og råmateriale for produksjon av syntetiske harpikser, men også som et stoff som det var mulig å mekanisere med høsting av bomullsfelt. Faktum er at etter bearbeiding med denne forbindelsen, kaster bomullen umiddelbart løvverk, noe som lar folk overlate bomullsplukking til maskiner.

Når man snakker om mat rik på kalsium, nevnes alltid meieriprodukter, men selve melken inneholder fra 120 mg (ku) til 170 mg (sau) kalsium per 100 g; cottage cheese er enda dårligere - bare 80 mg per 100 gram. Av meieriprodukter er det kun ost som inneholder fra 730 mg (gouda) til 970 mg (emmental) kalsium per 100 g produkt. Rekordholderen for innholdet av det tjuende elementet er imidlertid valmue - 100 gram valmuefrø inneholder nesten 1500 mg kalsium!

Kalsiumklorid CaCl2, som brukes for eksempel i kjøleanlegg, er et avfallsprodukt fra mange kjemisk-teknologiske prosesser, spesielt storskala produksjon av brus. Men til tross for den utbredte bruken av kalsiumklorid på forskjellige områder, er forbruket betydelig dårligere enn produksjonen. Av denne grunn, for eksempel, i nærheten av fabrikkene som produserer brus, dannes hele innsjøer av kalsiumkloridlake. Slike opplagdammer er ikke uvanlige.

For å forstå hvor mye kalsiumforbindelser som forbrukes, er det verdt å gi bare et par eksempler. Ved produksjon av stål brukes kalk til å fjerne fosfor, silisium, mangan og svovel, i oksygenkonverteringsprosessen forbrukes 75 kilo kalk per tonn stål! Et annet eksempel er fra et helt annet område – næringsmiddelindustrien. Ved produksjon av sukker, for å utfelle kalsiumsakkarat, reageres råsukkersirup med kalk. Så rørsukker krever vanligvis omtrent 3-5 kg ​​lime per tonn, og betesukker - hundre ganger mer, det vil si omtrent et halvt tonn lime per tonn sukker!

"Hardhet" av vann er en rekke egenskaper som gis til vann av kalsium- og magnesiumsalter oppløst i det. Rigiditet er delt inn i midlertidig og permanent. Midlertidig eller karbonathardhet er forårsaket av tilstedeværelsen av løselige bikarbonater Ca (HCO3) 2 og Mg (HCO3) 2 i vann. Det er veldig lett å kvitte seg med karbonathardhet - når du koker vann, blir bikarbonater til vannuløselige kalsium- og magnesiumkarbonater, som utfelles. Permanent hardhet skapes av sulfater og klorider av de samme metallene, men å bli kvitt det er mye vanskeligere. Hardt vann er forferdelig, ikke bare fordi det forhindrer dannelsen av såpeskum og derfor vasker klær dårligere, det er mye verre at det danner et kalklag i dampkjeler og kjeleanlegg, og derved reduserer effektiviteten og fører til nødsituasjoner. Interessant nok visste de hvordan de skulle bestemme hardheten til vannet i det gamle Roma. Rødvin ble brukt som reagens - fargestoffene danner et bunnfall med kalsium- og magnesiumioner.

Prosessen med å forberede kalsium for lagring er veldig interessant. Metallisk kalsium lagres i lang tid i form av stykker som veier fra 0,5 til 60 kg. Disse "grisene" pakkes i papirposer, og legges deretter i galvaniserte jernbeholdere med loddede og fargede sømmer. Tett lukkede beholdere legges i trekasser. Stykker som veier mindre enn et halvt kilo kan ikke lagres i lang tid - når de oksideres, blir de raskt til oksid, hydroksid og kalsiumkarbonat.

Historie

Metallisk kalsium ble oppnådd relativt nylig - i 1808 har imidlertid menneskeheten vært kjent med forbindelsene til dette metallet i veldig lang tid. Siden antikken har folk brukt kalkstein, kritt, marmor, alabaster, gips og andre kalsiumholdige forbindelser i konstruksjon og medisin. Kalkstein CaCO3 var mest sannsynlig det første byggematerialet som ble brukt av mennesker. Den ble brukt i byggingen av de egyptiske pyramidene og den kinesiske mur. Mange templer og kirker i Rus, så vel som de fleste av bygningene i det gamle Moskva, ble bygget med kalkstein - hvit stein. Selv i eldgamle tider, ved å brenne kalkstein, mottok en person brent kalk (CaO), som det fremgår av verkene til Plinius den eldste (I århundre e.Kr.) og Dioscorides, en lege i den romerske hæren, som han introduserte for kalsiumoksid i sitt essay "On Medicines" navnet "quicklime", som har overlevd til i dag. Og alt dette til tross for det faktum at rent kalsiumoksid først ble beskrevet av den tyske kjemikeren I. Så, først i 1746, og i 1755, avslørte kjemikeren J. Black, som studerte brenningsprosessen, at massetapet av kalkstein under brenning oppstår på grunn av utslipp av karbondioksidgass:

CaCO3 ↔ CO2 + CaO

De egyptiske mørtlene som ble brukt i pyramidene i Giza var basert på delvis dehydrert gips CaSO4 2H2O, eller med andre ord, alabast 2CaSO4∙H2O. Det er også grunnlaget for all gips i graven til Tutankhamon. Brent gips (alabaster) ble brukt av egypterne som bindemiddel i byggingen av vanningsanlegg. Ved å fyre naturlig gips ved høye temperaturer oppnådde egyptiske byggherrer sin delvise dehydrering, og ikke bare vann, men også svovelsyreanhydrid ble spaltet fra molekylet. Senere, når den ble fortynnet med vann, ble det oppnådd en veldig sterk masse, som ikke var redd for vann og temperatursvingninger.

Romerne kan med rette kalles oppfinnerne av betong, fordi de i bygningene deres brukte en av variantene av dette byggematerialet - en blanding av pukk, sand og kalk. Det er en beskrivelse av Plinius den eldre av konstruksjonen av sisterner fra slik betong: «For bygging av sisterner, fem deler ren grussand, to deler av den best leskede kalken og fragmenter av sileks (hard lava) som ikke veier mer enn et pund hver tas, etter blanding komprimeres under- og sideflatene med slag fra en jernstamper ". I det fuktige klimaet i Italia var betong det mest stabile materialet.

Det viser seg at kalsiumforbindelser, som de brukte mye, lenge har vært kjent for menneskeheten. Men frem til slutten av 1700-tallet anså kjemikere kalk for å være en enkel kropp, først på tampen av det nye århundret begynte studiet av kalkens og andre kalsiumforbindelser. Så Stahl foreslo at kalk er en kompleks kropp som består av jordiske og vannaktige prinsipper, og Black etablerte en forskjell mellom kaustisk kalk og karbonholdig kalk, som inneholdt "fast luft". Antoine Laurent Lavoisier tilskrev kalkholdig jord (CaO) til antall grunnstoffer, det vil si enkle stoffer, selv om han i 1789 foreslo at kalk, magnesia, baritt, alumina og silika er komplekse stoffer, men det vil kun være mulig å bevise dette. ved å dekomponere "stædig jord" (kalsiumoksid). Og den første som lyktes var Humphrey Davy. Etter vellykket nedbrytning av kalium- og natriumoksider ved elektrolyse, bestemte kjemikeren seg for å skaffe jordalkalimetaller på samme måte. De første forsøkene var imidlertid mislykkede - engelskmannen prøvde å dekomponere kalk ved elektrolyse i luft og under et lag med olje, deretter kalsinerte kalken med kaliummetall i et rør og gjorde mange andre eksperimenter, men til ingen nytte. Til slutt, i en enhet med en kvikksølvkatode, oppnådde han et amalgam ved elektrolyse av kalk, og fra det metallisk kalsium. Ganske snart ble denne metoden for å skaffe metall forbedret av I. Berzelius og M. Pontin.

Det nye elementet fikk navnet sitt fra det latinske ordet "calx" (i genitivtilfellet calcis) - kalk, myk stein. Calx (calx) ble kalt kritt, kalkstein, generelt en rullestein, men oftest en mørtel basert på kalk. Dette konseptet ble også brukt av eldgamle forfattere (Vitruvius, Plinius den eldste, Dioscorides), som beskrev brenning av kalkstein, lesking av kalk og forberedelse av mørtel. Senere, i kretsen av alkymister, betegnet "calx" produktet av steking generelt - spesielt metaller. Så for eksempel ble metalloksider kalt metallkalk, og selve brenningsprosessen ble kalt kalsinering (calcinatio). I gammel russisk reseptlitteratur finnes ordet avføring (slam, leire), så i samlingen av Trinity-Sergius Lavra (XV århundre) står det: "ta avføring, fra det lager de gull til ovnen." Først senere ble ordet cal, som utvilsomt er knyttet til ordet «calx», synonymt med ordet møkk. I russisk litteratur på begynnelsen av 1800-tallet ble kalsium noen ganger kalt bunnen av kalkholdig jord, kalkholdig (Shcheglov, 1830), kalkholdig (Iovsky), kalsium, kalsium (Hess).

Å være i naturen

Kalsium er et av de vanligste grunnstoffene på planeten vår - det femte når det gjelder kvantitativt innhold i naturen (av ikke-metaller er bare oksygen mer vanlig - 49,5% og silisium - 25,3%) og det tredje blant metaller (bare aluminium er mer vanlig - 7,5% og jern - 5,08%). Clarke (gjennomsnittlig innhold i jordskorpen) av kalsium, ifølge ulike estimater, varierer fra 2,96 vekt% til 3,38%, vi kan definitivt si at dette tallet er omtrent 3%. I det ytre skallet av kalsiumatomet er det to valenselektroner, hvis binding med kjernen er ganske skjør. Av denne grunn har kalsium en høy kjemisk aktivitet og forekommer ikke i naturen i fri form. Imidlertid migrerer det aktivt og akkumuleres i forskjellige geokjemiske systemer, og danner omtrent 400 mineraler: silikater, aluminosilikater, karbonater, fosfater, sulfater, borosilikater, molybdater, klorider og andre, rangert på fjerde plass i denne indikatoren. Under smeltingen av basaltiske magmaer akkumuleres kalsium i smelten og kommer inn i sammensetningen av de viktigste steindannende mineralene, under fraksjoneringen av hvilke innholdet avtar under differensieringen av magma fra basiske til sure bergarter. For det meste ligger kalsium i den nedre delen av jordskorpen, og samler seg i de viktigste bergartene (6,72 %); det er lite kalsium i jordens mantel (0,7 %) og sannsynligvis enda mindre i jordens kjerne (i jernmeteoritter av det tjuende element som ligner på kjernen, bare 0,02 %).

Riktignok er kalsiumclarken i steinete meteoritter 1,4% (sjelden kalsiumsulfid er funnet), i middels bergarter - 4,65%, inneholder sure bergarter 1,58% kalsium i vekt. Hoveddelen av kalsium er inneholdt i sammensetningen av silikater og aluminosilikater av forskjellige bergarter (granitter, gneiser, etc.), spesielt i feltspat - anortitt Ca, samt diopsid CaMg, wollastonitt Ca3. I form av sedimentære bergarter er kalsiumforbindelser representert av kritt og kalkstein, hovedsakelig bestående av mineralet kalsitt (CaCO3).

Kalsiumkarbonat CaCO3 er en av de vanligste forbindelsene på jorden - mineraler basert på kalsiumkarbonat dekker omtrent 40 millioner kvadratkilometer av jordens overflate. I mange deler av jordens overflate er det betydelige sedimentære forekomster av kalsiumkarbonat, som ble dannet fra restene av eldgamle marine organismer - kritt, marmor, kalkstein, skjellbergarter - alt dette er CaCO3 med mindre urenheter, og kalsitt er ren CaCO3. Den viktigste av disse mineralene er kalkstein, mer presist, kalksteiner - tross alt skiller hver forekomst seg i tetthet, sammensetning og mengde urenheter. For eksempel er skjellbergart kalkstein av organisk opprinnelse, og kalsiumkarbonat, som har færre urenheter, danner gjennomsiktige krystaller av kalk eller islandsk spar. Krit er en annen vanlig variant av kalsiumkarbonat, men marmor, den krystallinske formen av kalsitt, er mye mindre vanlig i naturen. Det er generelt akseptert at marmor ble dannet av kalkstein i gamle geologiske epoker. Under bevegelsen av jordskorpen ble individuelle forekomster av kalkstein begravd under lag av andre bergarter. Under påvirkning av høyt trykk og temperatur fant prosessen med rekrystallisering sted, og kalksteinen ble til en tettere krystallinsk stein - marmor. Bisarre stalaktitter og stalagmitter - mineralet aragonitt, som er en annen variant av kalsiumkarbonat. Ortorhombisk aragonitt dannes i varme hav - Bahamas, Florida Keys og Rødehavsbassenget er dannet av enorme lag med kalsiumkarbonat i form av aragonitt. Også ganske utbredt er slike kalsiummineraler som fluoritt CaF2, dolomitt MgCO3 CaCO3, anhydritt CaSO4, fosforitt Ca5 (PO4) 3 (OH, CO3) (med forskjellige urenheter) og apatitter Ca5 (PO4) 3 (F, Cl, OH) - former av kalsiumfosfat, alabaster CaSO4 0,5H2O og gips CaSO4 2H2O (former av kalsiumsulfat) og andre. I kalsiumholdige mineraler er det isomorft erstattende elementer - urenheter (for eksempel natrium, strontium, sjeldne jordarter, radioaktive og andre elementer).

En stor mengde av det tjuende elementet finnes i naturlige farvann på grunn av eksistensen av en global "karbonatbalanse" mellom dårlig løselig CaCO3, svært løselig Ca(HCO3)2 og CO2 i vann og luft:

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

Denne reaksjonen er reversibel og er grunnlaget for omfordelingen av det tjuende grunnstoffet - med et høyt innhold av karbondioksid i vannet er kalsium i løsning, og med et lavt innhold av CO2 utfelles mineralet kalsitt CaCO3 og danner kraftige forekomster av kalkstein, kritt, marmor.

En betydelig mengde kalsium er inkludert i sammensetningen av levende organismer, for eksempel hydroksyapatitt Ca5 (PO4) 3OH, eller, i en annen oppføring, 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH) 2 - grunnlaget for beinvevet til virveldyr, inkludert mennesker. Kalsiumkarbonat CaCO3 er hovedkomponenten i skjell og skjell til mange virvelløse dyr, eggeskall, koraller og til og med perler.

applikasjon

Metallisk kalsium brukes ganske sjelden. I utgangspunktet brukes dette metallet (så vel som dets hydrid) i metallotermisk produksjon av metaller som er vanskelig å gjenvinne - uran, titan, thorium, zirkonium, cesium, rubidium og en rekke sjeldne jordmetaller fra deres forbindelser (oksider eller halogenider) ). Kalsium brukes som reduksjonsmiddel i produksjon av nikkel, kobber og rustfritt stål. Det tjuende elementet brukes også til deoksidering av stål, bronse og andre legeringer, for fjerning av svovel fra petroleumsprodukter, for dehydrering av organiske løsningsmidler, for rensing av argon fra nitrogenurenheter og som en gassabsorber i elektrisk vakuum enheter. Metallisk kalsium brukes i produksjonen av antifriksjonslegeringer av Pb-Na-Ca-systemet (brukt i lagre), samt Pb-Ca-legeringen som brukes til å lage kappen til elektriske kabler. Silikokalsiumlegering (Ca-Si-Ca) brukes som deoksideringsmiddel og avgasser ved produksjon av høykvalitetsstål. Kalsium brukes både som legeringselement for aluminiumslegeringer og som modifiserende tilsetningsstoff for magnesiumlegeringer. For eksempel øker innføringen av kalsium styrken til aluminiumslagere. Rent kalsium brukes også til doping av bly, som brukes til fremstilling av batteriplater, vedlikeholdsfrie start-bly-syrebatterier med lav selvutladning. Metallisk kalsium brukes også til produksjon av høykvalitets kalsiumbabbits BKA. Ved hjelp av kalsium reguleres karboninnholdet i støpejern og vismut fjernes fra bly, oksygen, svovel og fosfor renses fra stål. Kalsium, så vel som dets legeringer med aluminium og magnesium, brukes i termiske reservebatterier som en anode (for eksempel kalsium-kromatelement).

Imidlertid er forbindelser av det tjuende element mye mer brukt. Og først og fremst snakker vi om naturlige kalsiumforbindelser. En av de vanligste kalsiumforbindelsene på jorden er CaCO3-karbonat. Rent kalsiumkarbonat er mineralet kalsitt, og kalkstein, kritt, marmor, skjellbergart - CaCO3 med mindre urenheter. En blanding av kalsium og magnesiumkarbonat kalles dolomitt. Kalkstein og dolomitt brukes hovedsakelig som byggematerialer, veidekker eller jordavsuringsmidler. Kalsiumkarbonat CaCO3 er nødvendig for å oppnå kalsiumoksid (quicklime) CaO og kalsiumhydroksid (lesket kalk) Ca(OH)2. På sin side er CaO og Ca(OH)2 hovedstoffene i mange områder av den kjemiske, metallurgiske og verkstedindustrien - kalsiumoksid, både i fri form og som en del av keramiske blandinger, brukes i produksjonen av ildfaste materialer; kolossale volumer kalsiumhydroksid er nødvendig for tremasse- og papirindustrien. I tillegg brukes Ca (OH) 2 i produksjonen av blekemiddel (et godt bleke- og desinfeksjonsmiddel), Berthollet-salt, brus og noen plantevernmidler for å kontrollere planteskadegjørere. En enorm mengde kalk forbrukes i produksjonen av stål - for å fjerne svovel, fosfor, silisium og mangan. En annen rolle for kalk i metallurgi er produksjonen av magnesium. Kalk brukes også som smøremiddel i ståltrådtrekking og i nøytralisering av avfallssurtevæsker som inneholder svovelsyre. I tillegg er det kalk som er den vanligste kjemiske reagensen ved behandling av drikke- og industrivann (sammen med alun- eller jernsalter koagulerer det suspensjoner og fjerner sedimenter, og myker også opp vann ved å fjerne midlertidig - hydrokarbonat - hardhet). I hverdagen og i medisin brukes utfelt kalsiumkarbonat som et syrenøytraliserende middel, et mildt slipemiddel i tannkrem, en kilde til ekstra kalsium i dietter, en ingrediens i tyggegummi og et fyllstoff i kosmetikk. CaCO3 brukes også som fyllstoff i gummi, lateks, maling og emaljer, og plast (ca. 10 vekt%) for å forbedre deres varmebestandighet, stivhet, hardhet og bearbeidbarhet.

Spesielt viktig er kalsiumfluorid CaF2, fordi det i form av et mineral (fluoritt) er den eneste industrielt viktige kilden til fluor! Kalsiumfluorid (fluoritt) brukes i form av enkeltkrystaller i optikk (astronomiske objektiver, linser, prismer) og som lasermateriale. Faktum er at bare kalsiumfluoridglass er permeable for hele spekteret. Kalsiumwolframat (scheelitt) i form av enkeltkrystaller brukes i laserteknologi, og også som en scintillator. Ikke mindre viktig er kalsiumklorid CaCl2 - en komponent av saltlake for kjøleenheter og for å fylle dekk på traktorer og andre kjøretøy. Ved hjelp av kalsiumklorid blir veier og fortau renset for snø og is, denne forbindelsen brukes til å beskytte kull og malm fra å fryse under transport og lagring, tre er impregnert med løsningen for å gjøre det brannsikkert. CaCl2 brukes i betongblandinger for å akselerere begynnelse av herding, øke den opprinnelige og endelige styrken til betong.

Kunstig oppnådd kalsiumkarbid CaC2 (under kalsinering i elektriske ovner av kalsiumoksid med koks) brukes til å oppnå acetylen og for å redusere metaller, samt i produksjon av kalsiumcyanamid, som igjen frigjør ammoniakk under påvirkning av vanndamp . I tillegg brukes kalsiumcyanamid til produksjon av urea, en verdifull gjødsel og råstoff for produksjon av syntetiske harpikser. Ved å varme opp kalsium i en hydrogenatmosfære får man CaH2 (kalsiumhydrid), som brukes i metallurgi (metallotermi) og i produksjon av hydrogen i felt (mer enn en kubikkmeter hydrogen kan fås fra 1 kilo kalsiumhydrid ), som brukes til å fylle ballonger, for eksempel. I laboratoriepraksis brukes kalsiumhydrid som et energisk reduksjonsmiddel. Insektmiddelet kalsiumarsenat, som er oppnådd ved å nøytralisere arsensyre med kalk, er mye brukt til å kontrollere bomullssnutebille, codling møll, tobakksorm, Colorado potetbille. Viktige soppdrepende midler er kalksulfatsprayer og Bordeaux-blandinger, som er oppnådd fra kobbersulfat og kalsiumhydroksid.

Produksjon

Den første som fikk metallisk kalsium var den engelske kjemikeren Humphry Davy. I 1808 produserte han en elektrolyse av en blanding av våtlesket kalk Ca (OH) 2 med kvikksølvoksid HgO på en platinaplate som fungerte som en anode (en platinatråd nedsenket i kvikksølv fungerte som en katode), som et resultat av at Davy fikk et kalsiumamalgam ved å drive kvikksølv ut av det. , kjemikeren oppdaget et nytt metall, som han kalte kalsium.

I moderne industri oppnås fritt metallisk kalsium ved elektrolyse av en smelte av kalsiumklorid CaCl2, hvorav andelen er 75-85% og kaliumklorid KCl (en blanding av CaCl2 og CaF2 kan brukes) eller ved aluminotermisk reduksjon av kalsiumoksid CaO ved en temperatur på 1 170-1 200 ° C. Det rene vannfrie kalsiumkloridet som kreves for elektrolyse, oppnås ved klorering av kalsiumoksid ved oppvarming i nærvær av kull eller ved dehydrering av CaCl2 ∙ 6H2O oppnådd ved virkning av saltsyre på kalkstein. Den elektrolytiske prosessen foregår i et elektrolysebad, hvor det legges et tørt, renset kalsiumkloridsalt og kaliumklorid, som er nødvendig for å senke blandingens smeltepunkt. Grafittblokker er plassert over badekaret - en anode, et støpejerns- eller stålbad fylt med en kobber-kalsiumlegering, fungerer som en katode. I elektrolyseprosessen går kalsium inn i kobber-kalsiumlegeringen, noe som beriker den betydelig, en del av den anrikede legeringen fjernes konstant, i stedet tilsettes en legering som er utarmet på kalsium (30-35% Ca), samtidig som klor danner en klor-luftblanding (anodegasser), som deretter går til klorering av kalkmelk. Den anrikede kobber-kalsium-legeringen kan brukes direkte som en legering eller sendes til rensing (destillasjon), hvor den destilleres i vakuum (ved en temperatur på 1000-1080 ° C og et resttrykk på 13-20 kPa) fra hvilket metall kalsium av kjernefysisk renhet oppnås. For å oppnå kalsium med høy renhet, destilleres det to ganger. Elektrolyseprosessen utføres ved en temperatur på 680-720 °C. Faktum er at dette er den mest optimale temperaturen for den elektrolytiske prosessen - ved en lavere temperatur flyter den kalsiumanrikede legeringen til overflaten av elektrolytten, og ved en høyere temperatur oppløses kalsium i elektrolytten med dannelse av CaCl. Under elektrolyse med flytende katoder, brukes kalsium- og blylegeringer eller kalsium- og sinklegeringer direkte i konstruksjonen for å oppnå kalsiumlegeringer med bly (for lagre) og sink (for å produsere skumbetong - når legeringen samhandler med fuktighet, frigjøres hydrogen og en porøs struktur dannes). Noen ganger utføres prosessen med en jernkjølt katode, som bare er i kontakt med overflaten av den smeltede elektrolytten. Når kalsium frigjøres, heves katoden gradvis, en stav (50-60 cm) med kalsium trekkes ut av smelten, beskyttet mot atmosfærisk oksygen av et lag med størknet elektrolytt. "Berøringsmetoden" brukes for å oppnå kalsium som er sterkt forurenset med kalsiumklorid, jern, aluminium, natrium, rensing utføres ved omsmelting i en argonatmosfære.

En annen metode for å oppnå kalsium - metallotermisk - ble teoretisk underbygget så tidlig som i 1865 av den berømte russiske kjemikeren N. N. Beketov. Den aluminotermiske metoden er basert på reaksjonen:

6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca

Briketter presses fra en blanding av kalsiumoksid med pulverisert aluminium, de plasseres i en krom-nikkelstål-retort og det resulterende kalsium destilleres av ved 1170-1200 ° C og et resttrykk på 0,7-2,6 Pa. Kalsium oppnås i form av damp, som deretter kondenseres på en kald overflate. Den aluminotermiske metoden for å oppnå kalsium brukes i Kina, Frankrike og en rekke andre land. I industriell skala var den metallotermiske metoden for å oppnå kalsium den første som ble brukt av USA under andre verdenskrig. På samme måte kan kalsium oppnås ved reduksjon av CaO med ferrosilisium eller silisiumaluminium. Kalsium produseres i form av blokker eller ark med en renhet på 98-99%.

Fordeler og ulemper finnes i begge metodene. Den elektrolytiske metoden er multioperasjonell, energikrevende (40-50 kWh energi forbrukes per 1 kg kalsium), dessuten er den ikke miljøsikker, den krever en stor mengde reagenser og materialer. Utbyttet av kalsium med denne metoden er imidlertid 70-80 %, mens utbyttet med den aluminotermiske metoden bare er 50-60 %. I tillegg, med den metallotermiske metoden for å oppnå kalsium, er minus at det er nødvendig å utføre gjentatt destillasjon, og pluss er i lavt strømforbruk, og i fravær av gass og væske skadelige utslipp.

For ikke så lenge siden ble en ny metode for å oppnå metallisk kalsium utviklet - den er basert på termisk dissosiasjon av kalsiumkarbid: oppvarmet i et vakuum til 1750 ° C, dekomponerer karbidet med dannelse av kalsiumdamp og fast grafitt.

Fram til midten av 1900-tallet ble metallisk kalsium produsert i svært små mengder, siden det nesten aldri ble brukt. For eksempel, i USA under andre verdenskrig ble det ikke konsumert mer enn 25 tonn kalsium, og i Tyskland bare 5-10 tonn. Først i andre halvdel av 1900-tallet, da det ble klart at kalsium er et aktivt reduksjonsmiddel for mange sjeldne og ildfaste metaller, økte forbruket raskt (omtrent 100 tonn per år) og som et resultat av produksjonen av dette metallet begynner. Med utviklingen av kjernefysisk industri, hvor kalsium brukes som en komponent i den metallotermiske reduksjonen av uran fra urantetrafluorid (med unntak av USA, hvor magnesium brukes i stedet for kalsium), vil etterspørselen (omtrent 2000 tonn per år) ) for element nummer tjue, så vel som produksjonen, har økt mange ganger. For øyeblikket kan Kina, Russland, Canada og Frankrike betraktes som de viktigste produsentene av metallisk kalsium. Fra disse landene sendes kalsium til USA, Mexico, Australia, Sveits, Japan, Tyskland, Storbritannia. Prisene på kalsiummetall steg jevnt inntil Kina begynte å produsere metallet i slike volumer at et overskudd av det tjuende elementet dukket opp på verdensmarkedet, noe som førte til en kraftig nedgang i prisen.

Fysiske egenskaper

Hva er metallisk kalsium? Hva er egenskapene til dette elementet, oppnådd i 1808 av den engelske kjemikeren Humphrey Davy, et metall hvis masse i kroppen til en voksen kan være opptil 2 kilo?

Det enkle stoffet kalsium er et sølvhvitt lettmetall. Tettheten av kalsium er bare 1,54 g/cm3 (ved en temperatur på 20 °C), som er betydelig mindre enn tettheten til jern (7,87 g/cm3), bly (11,34 g/cm3), gull (19,3 g/cm3) ) eller platina (21,5 g/cm3). Kalsium er enda lettere enn slike "vektløse" metaller som aluminium (2,70 g/cm3) eller magnesium (1,74 g/cm3). Få metaller kan "skryte" av en tetthet mindre enn det tjuende elementet - natrium (0,97 g / cm3), kalium (0,86 g / cm3), litium (0,53 g / cm3). Når det gjelder tetthet, er kalsium veldig lik rubidium (1,53 g/cm3). Smeltepunktet for kalsium er 851 °C, kokepunktet er 1480 °C. Lignende smeltepunkt (om enn noe lavere) og kokepunkt for andre jordalkalimetaller er strontium (770 °C og 1380 °C) og barium (710 °C og 1640 °C).

Metallisk kalsium finnes i to allotropiske modifikasjoner: ved normale temperaturer opp til 443 ° C er α-kalsium stabilt med et kubisk flatesentrert gitter av kobbertypen, med parametere: a = 0,558 nm, z = 4, romgruppe Fm3m, atomradius 1,97 A, ioneradius Ca2+ 1,04 A; i temperaturområdet 443-842 °C er β-kalsium stabilt med et kubisk kroppssentrert gitter av α-jerntypen, med parametere a = 0,448 nm, z = 2, romgruppe Im3m. Standardentalpien for overgang fra α-modifikasjonen til β-modifikasjonen er 0,93 kJ/mol. Temperaturkoeffisienten for lineær ekspansjon for kalsium i temperaturområdet 0-300 °C er 22 10-6. Den termiske ledningsevnen til det tjuende elementet ved 20 °C er 125,6 W/(m K) eller 0,3 cal/(cm sek °C). Den spesifikke varmekapasiteten til kalsium i området fra 0 til 100°C er 623,9 J/(kg K) eller 0,149 cal/(g°C). Den elektriske resistiviteten til kalsium ved 20°C er 4,6 10-8 ohm m eller 4,6 10-6 ohm cm; temperaturkoeffisient for elektrisk motstand til element nummer tjue 4,57 10-3 (ved 20 °C). Elastisitetsmodul for kalsium 26 Gn/m2 eller 2600 kgf/mm2; maksimal strekkfasthet 60 Mn/m2 (6 kgf/mm2); den elastiske grensen for kalsium er 4 MN / m2 eller 0,4 kgf / mm2, flytegrensen er 38 MN / m2 (3,8 kgf / mm2); relativ forlengelse av det tjuende element 50%; Brinell kalsiumhardhet 200-300 MN/m2 eller 20-30 kgf/mm2. Med en gradvis økning i trykk begynner kalsium å vise egenskapene til en halvleder, men blir ikke en i ordets fulle betydning (samtidig er det heller ikke lenger et metall). Med en ytterligere økning i trykket går kalsium tilbake til metallisk tilstand og begynner å vise superledende egenskaper (superledningstemperaturen er seks ganger høyere enn kvikksølv, og overgår langt alle andre elementer i konduktivitet). Den unike oppførselen til kalsium ligner på mange måter strontium (det vil si at parallellene i det periodiske systemet er bevart).

De mekaniske egenskapene til elementært kalsium skiller seg ikke fra andre medlemmer av metallfamilien, som er utmerkede strukturelle materialer: metallisk kalsium av høy renhet er formbart, godt presset og rullet, trukket inn i en tråd, smidd og egnet for kutting - den kan slås på en dreiebenk. Til tross for alle disse utmerkede egenskapene til et strukturelt materiale, er ikke kalsium slik - grunnen til alt er dens høye kjemiske aktivitet. Riktignok bør man ikke glemme at kalsium er et uunnværlig strukturelt materiale av beinvev, og dets mineraler har vært et byggemateriale i mange årtusener.

Kjemiske egenskaper

Konfigurasjonen av det ytre elektronskallet til kalsiumatomet er 4s2, som bestemmer valensen til 2 av det tjuende elementet i forbindelser. De to elektronene i det ytre laget splittes relativt lett fra atomene, som deretter omdannes til positive dobbeltladede ioner. Av denne grunn, når det gjelder kjemisk aktivitet, er kalsium bare litt dårligere enn alkalimetaller (kalium, natrium, litium). Som sistnevnte, selv ved vanlig romtemperatur, interagerer kalsium lett med oksygen, karbondioksid og fuktig luft, samtidig som det er dekket med en matt grå film fra en blanding av CaO-oksid og Ca(OH)2-hydroksid. Derfor lagres kalsium i en hermetisk forseglet beholder under et lag av mineralolje, flytende parafin eller parafin. Når det varmes opp i oksygen og luft, antennes kalsium, brenner med en knallrød flamme, og det dannes basisoksidet CaO, som er et hvitt, svært brannfarlig stoff, hvis smeltepunkt er omtrent 2600 ° C. Kalsiumoksid er også kjent innen faget som brent kalk eller brent kalk. Kalsiumperoksider - CaO2 og CaO4 - er også oppnådd. Kalsium reagerer med vann med frigjøring av hydrogen (i rekken av standardpotensialer er kalsium plassert til venstre for hydrogen og er i stand til å fortrenge det fra vann) og dannelse av kalsiumhydroksid Ca (OH) 2, og i kaldt vann reaksjonshastigheten avtar gradvis (på grunn av dannelsen av et lag av dårlig løselig kalsiumhydroksid):

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q

Kalsium samhandler kraftigere med varmt vann, fortrenger raskt hydrogen og danner Ca(OH)2. Kalsiumhydroksid Ca (OH) 2 er en sterk base, lett løselig i vann. En mettet løsning av kalsiumhydroksid kalles kalkvann og er alkalisk. I luft blir kalkvann raskt grumsete på grunn av absorpsjon av karbondioksid og dannelse av uløselig kalsiumkarbonat. Til tross for slike voldsomme prosesser som oppstår under interaksjonen av det tjuende elementet med vann, fortsetter reaksjonen av interaksjonen mellom kalsium og vann, i motsetning til alkalimetaller, mindre kraftig - uten eksplosjoner og antenninger. Generelt er reaktiviteten til kalsium lavere enn for andre jordalkalimetaller.

Kalsium kombineres aktivt med halogener, og danner dermed forbindelser av typen CaX2 - det reagerer med fluor i kulde, og med klor og brom ved temperaturer over 400 ° C, og gir henholdsvis CaF2, CaCl2 og CaBr2. Disse halogenidene i smeltet tilstand dannes med kalsiummonohalogenider av CaX-typen - CaF, CaCl, hvor kalsium formelt er monovalent. Disse forbindelsene er stabile bare over smeltepunktene til dihalogenidene (de er uforholdsmessige ved avkjøling for å danne Ca og CaX2). I tillegg interagerer kalsium aktivt, spesielt når det oppvarmes, med forskjellige ikke-metaller: når det oppvarmes med svovel, oppnås kalsiumsulfid CaS, sistnevnte fester svovel og danner polysulfider (CaS2, CaS4 og andre); i interaksjon med tørt hydrogen ved en temperatur på 300-400 ° C, danner kalsium et hydrid CaH2 - en ionisk forbindelse der hydrogen er et anion. Kalsiumhydrid CaH2 er et hvitt saltlignende stoff som reagerer voldsomt med vann for å frigjøre hydrogen:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ved oppvarming (ca. 500 ° C) i en nitrogenatmosfære, antennes kalsium og danner Ca3N2-nitrid, kjent i to krystallinske former - høytemperatur α og lavtemperatur β. Nitrid Ca3N4 ble også oppnådd ved oppvarming av kalsiumamid Ca(NH2)2 i vakuum. Ved oppvarming uten tilgang til luft med grafitt (karbon), silisium eller fosfor, gir kalsium henholdsvis kalsiumkarbid CaC2, silicider Ca2Si, Ca3Si4, CaSi, CaSi2 og fosfidene Ca3P2, CaP og CaP3. De fleste av kalsiumforbindelsene med ikke-metaller brytes lett ned av vann:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

Med bor danner kalsium kalsiumborid CaB6, med kalkogener - kalkogenider CaS, CaSe, CaTe. Polykalkogenider CaS4, CaS5, Ca2Te3 er også kjent. Kalsium danner intermetalliske forbindelser med forskjellige metaller - aluminium, gull, sølv, kobber, bly og andre. Som et energisk reduksjonsmiddel, fortrenger kalsium nesten alle metaller fra deres oksider, sulfider og halogenider når de varmes opp. Kalsium løses godt opp i flytende ammoniakk NH3 med dannelse av en blå løsning, hvis fordampning frigjør ammoniakk [Ca (NH3) 6] - en gyllenfarget fast forbindelse med metallisk ledningsevne. Kalsiumsalter oppnås vanligvis ved interaksjon av sure oksider med kalsiumoksid, virkningen av syrer på Ca(OH)2 eller CaCO3, og utvekslingsreaksjoner i vandige elektrolyttløsninger. Mange kalsiumsalter er svært løselige i vann (CaCl2-klorid, CaBr2-bromid, CaI2-jodid og Ca(NO3)2-nitrat), de danner nesten alltid krystallinske hydrater. CaF2-fluorid, CaCO3-karbonat, CaSO4-sulfat, Ca3(PO4)2-ortofosfat, CaC2O4-oksalat og noen andre er uløselige i vann.

Kalsium er et element i hovedundergruppen til den andre gruppen, den fjerde perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D. I. Mendeleev, med atomnummer 20. Det er betegnet med symbolet Ca (lat. Kalsium). Det enkle stoffet kalsium er et mykt, reaktivt, sølvhvitt jordalkalimetall.

Kalsium i miljøet

Det er mye av det i naturen: fjellkjeder og leirbergarter dannes av kalsiumsalter, det finnes i sjø- og elvevann, og er en del av plante- og dyreorganismer. Kalsium utgjør 3,38 % av massen til jordskorpen (5. plass i overflod etter oksygen, silisium, aluminium og jern).

Isotoper av kalsium

Kalsium forekommer i naturen som en blanding av seks isotoper: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca og 48 Ca, blant hvilke den vanligste - 40 Ca - er 96,97%.

Av de seks naturlig forekommende kalsiumisotopene er fem stabile. Den sjette isotopen 48Ca, den tyngste av de seks og svært sjeldne (dens isotopoverflod er bare 0,187%), ble nylig oppdaget å gjennomgå dobbelt beta-nedbrytning med en halveringstid på 5,3×10 19 år.

Innholdet av kalsium i bergarter og mineraler

Det meste av kalsiumet finnes i sammensetningen av silikater og aluminosilikater av forskjellige bergarter (granitter, gneiser, etc.), spesielt i feltspat - anortitt Ca.

I form av sedimentære bergarter er kalsiumforbindelser representert av kritt og kalkstein, hovedsakelig bestående av mineralet kalsitt (CaCO 3). Den krystallinske formen av kalsitt - marmor - finnes i naturen mye sjeldnere.

Kalsiummineraler som kalsitt CaCO 3, anhydritt CaSO 4, alabaster CaSO 4 0,5H 2 O og gips CaSO 4 2H 2 O, fluoritt CaF 2, apatitter Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomitt MgCO 3 CaCO3. Tilstedeværelsen av kalsium- og magnesiumsalter i naturlig vann bestemmer hardheten.

Kalsium, som migrerer kraftig i jordskorpen og akkumuleres i ulike geokjemiske systemer, danner 385 mineraler (fjerde i antall mineraler).

Migrasjon av kalsium i jordskorpen

I den naturlige migrasjonen av kalsium spilles en betydelig rolle av "karbonatlikevekten", assosiert med den reversible reaksjonen av interaksjonen av kalsiumkarbonat med vann og karbondioksid med dannelsen av løselig bikarbonat:

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

(likevekten skifter til venstre eller høyre avhengig av konsentrasjonen av karbondioksid).

Biogen migrasjon spiller en viktig rolle.

Innholdet av kalsium i biosfæren

Kalsiumforbindelser finnes i nesten alt av dyre- og plantevev (se også nedenfor). En betydelig mengde kalsium er en del av levende organismer. Så, hydroksyapatitt Ca 5 (PO 4) 3 OH, eller, i en annen oppføring, 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca (OH) 2 - grunnlaget for beinvevet til virveldyr, inkludert mennesker; skjell og skjell av mange virvelløse dyr, eggeskall osv. er laget av kalsiumkarbonat CaCO 3. I levende vev hos mennesker og dyr, 1,4-2 % Ca (i massefraksjon); i en menneskekropp som veier 70 kg, er kalsiuminnholdet omtrent 1,7 kg (hovedsakelig i sammensetningen av den intercellulære substansen i beinvev).

Får kalsium

Kalsium ble først oppnådd av Davy i 1808 ved elektrolyse. Men som andre alkali- og jordalkalimetaller kan ikke grunnstoff nr. 20 oppnås ved elektrolyse fra vandige løsninger. Kalsium oppnås ved elektrolyse av dets smeltede salter.

Dette er en kompleks og energikrevende prosess. Kalsiumklorid smeltes i elektrolysatoren med tilsetning av andre salter (de er nødvendige for å senke smeltepunktet til CaCl 2).

Stålkatoden berører bare elektrolyttoverflaten; det frigjorte kalsiumet fester seg og fryser på det. Etter hvert som kalsium frigjøres, heves katoden gradvis, og til slutt oppnås en kalsiumstav på 50 ... 60 cm.. Deretter fjernes den, slås av stålkatoden og prosessen starter på nytt. "Berøringsmetoden" brukes til å oppnå kalsium som er sterkt forurenset med kalsiumklorid, jern, aluminium og natrium. Det renses ved omsmelting i en argonatmosfære.

Hvis stålkatoden erstattes med en metallkatode som er i stand til å legere med kalsium, vil den tilsvarende legeringen oppnås under elektrolyse. Avhengig av formålet kan det brukes som en legering, eller rent kalsium kan oppnås ved destillasjon i vakuum. Slik oppnås kalsiumlegeringer med sink, bly og kobber.

En annen metode for å oppnå kalsium - metall-termisk - ble teoretisk underbygget allerede i 1865 av den berømte russiske kjemikeren N.N. Beketov. Kalsium reduseres med aluminium ved et trykk på bare 0,01 mmHg. Prosesstemperatur 1100...1200°C. Kalsium oppnås dermed i form av damp, som deretter kondenseres.

De siste årene har det blitt utviklet en annen metode for å skaffe elementet. Den er basert på termisk dissosiasjon av kalsiumkarbid: oppvarmet i vakuum til 1750 °C, dekomponerer karbidet med dannelse av kalsiumdamp og fast grafitt.

Fysiske egenskaper av kalsium

Kalsiummetall finnes i to allotropiske modifikasjoner. Opp til 443 °C er α-Ca med et kubisk ansiktssentrert gitter stabilt (parameter a = 0,558 nm), over β-Ca er stabilt med et kubisk kroppssentrert gitter av typen α-Fe (parameter a = 0,448 nm). Standard entalpi Δ H 0 av α → β-overgangen er 0,93 kJ/mol.

Med en gradvis økning i trykket begynner den å vise egenskapene til en halvleder, blir ikke en halvleder i ordets fulle betydning (det er heller ikke lenger et metall). Med en ytterligere økning i trykk går den tilbake til metallisk tilstand og begynner å vise superledende egenskaper (superledningstemperaturen er seks ganger høyere enn kvikksølvs, og overgår langt alle andre elementer i konduktivitet). Den unike oppførselen til kalsium ligner på mange måter strontium.

Til tross for at elementet er allestedsnærværende, har ikke alle kjemikere sett elementært kalsium. Men dette metallet, både eksternt og i oppførsel, er helt forskjellig fra alkalimetaller, kontakt med som er full av fare for brann og brannskader. Den kan trygt lagres i luft, den antennes ikke fra vann. De mekaniske egenskapene til elementært kalsium gjør det ikke til et "svart får" i metallfamilien: kalsium overgår mange av dem i styrke og hardhet; den kan snus på en dreiebenk, trekkes inn i en wire, smides, presses.

Og likevel blir elementært kalsium nesten aldri brukt som et strukturelt materiale. Han er for aktiv til det. Kalsium reagerer lett med oksygen, svovel, halogener. Selv med nitrogen og hydrogen, under visse forhold, reagerer det. Miljøet av karbonoksider, inert for de fleste metaller, er aggressivt for kalsium. Det brenner i en atmosfære av CO og CO 2 .

Naturligvis, med slike kjemiske egenskaper, kan kalsium ikke finnes i naturen i fri tilstand. Men kalsiumforbindelser – både naturlige og kunstige – har blitt av største betydning.

Kjemiske egenskaper til kalsium

Kalsium er et typisk jordalkalimetall. Den kjemiske aktiviteten til kalsium er høy, men lavere enn for alle andre jordalkalimetaller. Det reagerer lett med oksygen, karbondioksid og fuktighet i luften, på grunn av hvilket overflaten av kalsiummetall vanligvis er matt grå, så kalsium lagres vanligvis i laboratoriet, som andre jordalkalimetaller, i en tett lukket krukke under et lag av parafin eller flytende parafin.

I rekken av standardpotensialer er kalsium plassert til venstre for hydrogen. Standardelektrodepotensialet til Ca 2+ / Ca 0-paret er -2,84 V, slik at kalsium reagerer aktivt med vann, men uten tenning:

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

Med aktive ikke-metaller (oksygen, klor, brom) reagerer kalsium under normale forhold:

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

Ved oppvarming i luft eller oksygen antennes kalsium. Med mindre aktive ikke-metaller (hydrogen, bor, karbon, silisium, nitrogen, fosfor og andre), interagerer kalsium ved oppvarming, for eksempel:

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 = Ca3P2 (kalsiumfosfid), kalsiumfosfider av CaP- og CaP5-sammensetninger er også kjent;

2Ca + Si \u003d Ca 2 Si (kalsiumsilisid), kalsiumsilicider av sammensetningene CaSi, Ca 3 Si 4 og CaSi 2 er også kjent.

Forløpet av reaksjonene ovenfor er som regel ledsaget av frigjøring av en stor mengde varme (det vil si at disse reaksjonene er eksoterme). I alle forbindelser med ikke-metaller er oksidasjonstilstanden til kalsium +2. De fleste av kalsiumforbindelsene med ikke-metaller brytes lett ned av vann, for eksempel:

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

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

Ca 2+-ionet er fargeløst. Når løselige kalsiumsalter tilsettes flammen, blir flammen mursteinsrød.

Kalsiumsalter som CaCl 2 klorid, CaBr 2 bromid, CaI 2 jodid og Ca(NO 3) 2 nitrat er svært løselige i vann. CaF 2 fluorid, CaCO 3 karbonat, CaSO 4 sulfat, Ca 3 (PO 4) 2 ortofosfat, CaC 2 O 4 oksalat og noen andre er uløselige i vann.

Viktig er det faktum at, i motsetning til kalsiumkarbonat CaCO 3, er surt kalsiumkarbonat (hydrokarbonat) Ca (HCO 3) 2 løselig i vann. I naturen fører dette til følgende prosesser. Når kaldt regn eller elvevann, mettet med karbondioksid, trenger inn under jorden og faller på kalkstein, observeres deres oppløsning:

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

På de samme stedene der vann mettet med kalsiumbikarbonat kommer til jordens overflate og varmes opp av solens stråler, skjer den omvendte reaksjonen:

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

Så i naturen skjer det en overføring av store masser av stoffer. Som et resultat kan det dannes store hull under jorden, og det dannes vakre "istapper" av stein - stalaktitter og stalagmitter - i hulene.

Tilstedeværelsen av oppløst kalsiumbikarbonat i vann bestemmer i stor grad den midlertidige hardheten til vannet. Det kalles midlertidig fordi ved koking av vann brytes bikarbonatet ned, og CaCO 3 utfelles. Dette fenomenet fører for eksempel til at det over tid dannes skjell i kjelen.

applikasjon kalsium

Inntil nylig har metallisk kalsium nesten aldri blitt brukt. USA, for eksempel, før andre verdenskrig konsumerte bare 10...25 tonn kalsium per år, Tyskland - 5...10 tonn Men for utviklingen av nye teknologiområder er mange sjeldne og ildfaste metaller behov for. Det viste seg at kalsium er et veldig praktisk og aktivt reduksjonsmiddel for mange av dem, og elementet begynte å bli brukt i produksjonen av thorium, vanadium, zirkonium, beryllium, niob, uran, tantal og andre ildfaste metaller. Rent metallisk kalsium er mye brukt i metallotermi for å oppnå sjeldne metaller.

Rent kalsium brukes til å legere bly, som brukes til fremstilling av batteriplater, vedlikeholdsfrie startbatterier med lav selvutladning. Metallisk kalsium brukes også til produksjon av høykvalitets kalsiumbabbits BKA.

Anvendelser av metallisk kalsium

Hovedbruken av kalsiummetall er som reduksjonsmiddel ved produksjon av metaller, spesielt nikkel, kobber og rustfritt stål. Kalsium og dets hydrid brukes også til å oppnå vanskelige metaller som krom, thorium og uran. Legeringer av kalsium med bly brukes i batterier og lagerlegeringer. Kalsiumgranulat brukes også til å fjerne spor av luft fra elektrovakuumenheter.

Naturlig kritt i form av et pulver er inkludert i sammensetningene for polering av metaller. Men det er umulig å pusse tennene med naturlig krittpulver, da det inneholder rester av skjell og skjell fra de minste dyrene, som har økt hardhet og ødelegger tannemaljen.

Brukkalsiumi kjernefysisk fusjon

48 Ca isotopen er det mest effektive og mest brukte materialet for produksjon av supertunge grunnstoffer og oppdagelsen av nye grunnstoffer i det periodiske systemet. For eksempel, ved bruk av 48 Ca-ioner for å produsere supertunge grunnstoffer i akseleratorer, dannes kjernene til disse grunnstoffene hundrevis og tusenvis av ganger mer effektivt enn ved bruk av andre "prosjektiler" (ioner). Radioaktivt kalsium er mye brukt i biologi og medisin som en isotopsporer i studiet av mineralmetabolismeprosesser i en levende organisme. Med dens hjelp ble det funnet at det i kroppen er en kontinuerlig utveksling av kalsiumioner mellom plasma, bløtvev og til og med beinvev. 45 Ca spilte også en viktig rolle i studiet av metabolske prosesser som forekommer i jord og i studiet av prosessene for kalsiumassimilering av planter. Ved hjelp av samme isotop var det mulig å oppdage kilder til forurensning av stål og ultrarent jern med kalsiumforbindelser under smelteprosessen.

Kalsiums evne til å binde oksygen og nitrogen gjorde det mulig å bruke det til å rense inerte gasser og som en getter (En getter er et stoff som tjener til å absorbere gasser og skape et dypt vakuum i elektroniske enheter.) i vakuumradioutstyr.

Bruk av kalsiumforbindelser

Noen kunstige kalsiumforbindelser har blitt enda mer kjente og kjente enn kalkstein eller gips. Således ble lesket Ca(OH) 2 og brent kalk CaO-kalk brukt av antikkens byggere.

Sement er også en kalsiumforbindelse oppnådd kunstig. Først brennes en blanding av leire eller sand med kalkstein og man får klinker som deretter males til et fint grått pulver. Du kan snakke mye om sement (eller rettere sagt, om sement), dette er emnet for en uavhengig artikkel.

Det samme gjelder glass, som også vanligvis inneholder et element.

kalsiumhydrid

Ved å varme opp kalsium i hydrogenatmosfære får man CaH 2 (kalsiumhydrid) som brukes i metallurgi (metallotermi) og i produksjon av hydrogen i felt.

Optiske og lasermaterialer

Kalsiumfluorid (fluoritt) brukes i form av enkeltkrystaller i optikk (astronomiske objektiver, linser, prismer) og som lasermateriale. Kalsiumwolframat (scheelitt) i form av enkeltkrystaller brukes i laserteknologi, og også som en scintillator.

kalsiumkarbid

Kalsiumkarbid er et stoff som ble oppdaget ved en tilfeldighet ved testing av en ny ovnsdesign. Nylig ble kalsiumkarbid CaCl 2 hovedsakelig brukt til oxy-fuel sveising og skjæring av metaller. Når karbid interagerer med vann, dannes acetylen, og forbrenning av acetylen i en oksygenstråle gjør det mulig å oppnå en temperatur på nesten 3000°C. Nylig er acetylen, og med det karbid, brukt mindre og mindre til sveising og mer og mer - i kjemisk industri.

kalsium somkjemisk strømkilde

Kalsium, så vel som dets legeringer med aluminium og magnesium, brukes i termiske reservebatterier som en anode (for eksempel et kalsium-kromatelement). Kalsiumkromat brukes i slike batterier som katoden. Et trekk ved slike batterier er ekstremt lang holdbarhet (tiår) i brukbar tilstand, evnen til å fungere under alle forhold (plass, høyt trykk), høy spesifikk energi etter vekt og volum. Ulempen er den korte varigheten. Slike batterier brukes der det er nødvendig å skape kolossal elektrisk kraft i kort tid (ballistiske missiler, noen romfartøy, etc.).

Ildfaste materialer frakalsium

Kalsiumoksid, både i fri form og som en del av keramiske blandinger, brukes i produksjon av ildfaste materialer.

Medisiner

Kalsiumforbindelser er mye brukt som antihistamin.

• Kalsiumklorid
• Kalsiumglukonat
• kalsiumglyserofosfat

I tillegg introduseres kalsiumforbindelser i preparater for forebygging av osteoporose, i vitaminkomplekser for gravide og eldre.

kalsium i menneskekroppen

Kalsium er et vanlig makronæringsstoff i planter, dyr og mennesker. Hos mennesker og andre virveldyr finnes det meste i skjelettet og tennene i form av fosfater. Skjelettene til de fleste grupper av virvelløse dyr (svamper, korallpolypper, bløtdyr, etc.) er sammensatt av ulike former for kalsiumkarbonat (kalk). Behovet for kalsium avhenger av alder. For voksne er den nødvendige daglige kvoten fra 800 til 1000 milligram (mg), og for barn fra 600 til 900 mg, noe som er svært viktig for barn på grunn av den intensive veksten av skjelettet. Mesteparten av kalsiumet som kommer inn i menneskekroppen med mat finnes i meieriprodukter, det gjenværende kalsiumet finnes i kjøtt, fisk og noen vegetabilske matvarer (belgfrukter er spesielt rike).

Assimilering av kalsium forhindres av aspirin, oksalsyre, østrogenderivater. I kombinasjon med oksalsyre gir kalsium vannuløselige forbindelser som er komponenter i nyrestein.

For store doser kalsium og vitamin D kan forårsake hyperkalsemi, etterfulgt av intens forkalkning av bein og vev (som hovedsakelig påvirker urinsystemet). Den maksimale daglige sikre dosen for en voksen er 1500 til 1800 milligram.

kalsium i hardt vann

Komplekset av egenskaper definert av ett ord "hardhet" er gitt til vann av kalsium- og magnesiumsalter oppløst i det. Hardt vann er uegnet i mange tilfeller av livet. Den danner et avleiringslag i dampkjeler og kjeleanlegg, gjør det vanskelig å farge og vaske tekstiler, men egner seg til å lage såpe og emulgering i parfymeri. Derfor, i det siste, da vannmykningsmetoder var ufullkomne, var tekstil- og parfymebedrifter vanligvis lokalisert i nærheten av kilder til "mykt" vann.

Skille mellom midlertidig og permanent hardhet. Midlertidig (eller karbonat) hardhet gis til vann av løselige bikarbonater Ca (HCO 3) 2 og Mg (HCO 3) 2. Det kan elimineres ved enkel koking, der bikarbonater omdannes til vannuløselige kalsium- og magnesiumkarbonater.

Permanent hardhet skapes av sulfater og klorider av de samme metallene. Og det kan elimineres, men det er mye vanskeligere å gjøre det.

Summen av begge hardhetene er den totale hardheten til vannet. Det verdsettes ulikt i forskjellige land. Det er vanlig å uttrykke hardheten til vann som antall milligramekvivalenter kalsium og magnesium i en liter vann. Hvis det er mindre enn 4 mEq i en liter vann, anses vannet som mykt; ettersom konsentrasjonen øker, mer og mer stiv og, hvis innholdet overstiger 12 enheter, veldig stiv.

Vannhardhet bestemmes vanligvis ved hjelp av en såpeløsning. En slik løsning (av en viss konsentrasjon) tilsettes dråpevis til en målt mengde vann. Så lenge det er Ca 2+ eller Mg 2+ ioner i vannet, vil de forstyrre dannelsen av skum. I henhold til kostnadene for såpeløsningen før oppkomsten av skum, beregnes innholdet av Ca 2+ og Mg 2+ ioner.

Interessant nok ble vannets hardhet bestemt på lignende måte tilbake i det gamle Roma. Bare rødvin tjente som reagens - dens fargestoffer danner også et bunnfall med kalsium- og magnesiumioner.

Kalsiumlagring

Metallisk kalsium kan lagres i lang tid i biter som veier fra 0,5 til 60 kg. Slike stykker lagres i papirposer innelukket i galvaniserte jernfat med loddede og malte sømmer. Tett lukkede tromler legges i trekasser. Stykker som veier mindre enn 0,5 kg kan ikke lagres i lang tid - de blir raskt til oksid, hydroksid og kalsiumkarbonat.

Kalsium er et kjemisk grunnstoff av gruppe II med atomnummer 20 i det periodiske systemet, betegnet med symbolet Ca (lat. Kalsium). Kalsium er et mykt, sølvgrå jordalkalimetall.

20 element i det periodiske system Navnet på elementet kommer fra lat. calx (i genitivfallet calcis) - "kalk", "myk stein". Det ble foreslått av den engelske kjemikeren Humphry Davy, som isolerte metallisk kalsium i 1808.
Kalsiumforbindelser - kalkstein, marmor, gips (så vel som kalk - et produkt av brenning av kalkstein) har blitt brukt i konstruksjon for flere årtusener siden.
Kalsium er et av de mest tallrike grunnstoffene på jorden. Kalsiumforbindelser finnes i nesten alt av dyre- og plantevev. Den står for 3,38 % av massen til jordskorpen (5. plass i overflod etter oksygen, silisium, aluminium og jern).

Finne kalsium i naturen

På grunn av den høye kjemiske aktiviteten til kalsium i fri form i naturen er ikke funnet.
Kalsium utgjør 3,38 % av massen til jordskorpen (5. plass i overflod etter oksygen, silisium, aluminium og jern). Innholdet av grunnstoffet i sjøvann er 400 mg/l.

isotoper

Kalsium forekommer i naturen i form av en blanding av seks isotoper: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca og 48Ca, blant hvilke den vanligste - 40Ca - er 96,97%. Kalsiumkjerner inneholder det magiske antallet protoner: Z = 20. Isotoper
40
20
Ca20 og
48
20
Ca28 er to av de fem dobbeltmagiske tallkjernene som finnes i naturen.
Av de seks naturlig forekommende kalsiumisotopene er fem stabile. Den sjette 48Ca-isotopen, den tyngste av de seks og svært sjeldne (den isotopiske overflod er bare 0,187%), gjennomgår dobbelt beta-nedbrytning med en halveringstid på 1,6 1017 år.

I bergarter og mineraler

Mest kalsium er inneholdt i sammensetningen av silikater og aluminosilikater av forskjellige bergarter (granitter, gneiser, etc.), spesielt i feltspat - anortitt Ca.
I form av sedimentære bergarter er kalsiumforbindelser representert av kritt og kalkstein, hovedsakelig bestående av mineralet kalsitt (CaCO3). Den krystallinske formen av kalsitt, marmor, er mye mindre vanlig i naturen.
Kalsiummineraler som kalsitt CaCO3, anhydritt CaSO4, alabaster CaSO4 0,5H2O og gips CaSO4 2H2O, fluoritt CaF2, apatitter Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomitt MgCO3 CaCO3 er ganske utbredt. Tilstedeværelsen av kalsium- og magnesiumsalter i naturlig vann bestemmer hardheten.
Kalsium, som migrerer kraftig i jordskorpen og akkumuleres i ulike geokjemiske systemer, danner 385 mineraler (fjerde i antall mineraler).

Den biologiske rollen til kalsium

Kalsium er et vanlig makronæringsstoff i planter, dyr og mennesker. Hos mennesker og andre virveldyr er det meste i skjelettet og tennene. Kalsium finnes i bein i form av hydroksyapatitt. «Skjelettet» til de fleste grupper av virvelløse dyr (svamper, korallpolypper, bløtdyr osv.) består av ulike former for kalsiumkarbonat (kalk). Kalsiumioner er involvert i blodkoagulasjonsprosesser, og fungerer også som en av de universelle andre budbringerne inne i cellene og regulerer en rekke intracellulære prosesser - muskelkontraksjon, eksocytose, inkludert utskillelse av hormoner og nevrotransmittere. Konsentrasjonen av kalsium i cytoplasmaet til humane celler er ca. 10−4 mmol/l, i intercellulære væsker ca. 2,5 mmol/l.

Behovet for kalsium avhenger av alder. For voksne i alderen 19-50 år og barn i alderen 4-8 år er det daglige behovet (RDA) 1000 mg (inneholdt i ca. 790 ml melk med et fettinnhold på 1%), og for barn i alderen 9 til 18 år inkludert. - 1300 mg per dag (inneholdt i ca. 1030 ml melk med et fettinnhold på 1%). I ungdomsårene er tilstrekkelig kalsiuminntak svært viktig på grunn av den intensive veksten av skjelettet. Ifølge forskning i USA er det imidlertid bare 11 % av jentene og 31 % av guttene i alderen 12-19 som oppfyller behovene sine. I et balansert kosthold kommer det meste av kalsiumet (ca. 80%) inn i barnets kropp med meieriprodukter. Det gjenværende kalsiumet kommer fra frokostblandinger (inkludert fullkornsbrød og bokhvete), belgfrukter, appelsiner, grønt, nøtter. Meieriprodukter basert på melkefett (smør, fløte, rømme, fløtebasert iskrem) inneholder praktisk talt ikke kalsium. Jo mer melkefett i et meieriprodukt, jo mindre kalsium inneholder det. Kalsiumabsorpsjon i tarmen skjer på to måter: transcellulært (transcellulært) og intercellulært (paracellulært). Den første mekanismen er mediert av virkningen av den aktive formen av vitamin D (kalsitriol) og dets tarmreseptorer. Det spiller en stor rolle ved lavt til moderat kalsiuminntak. Med et høyere kalsiuminnhold i kostholdet begynner intercellulær absorpsjon å spille hovedrollen, noe som er assosiert med en stor kalsiumkonsentrasjonsgradient. På grunn av den transcellulære mekanismen absorberes kalsium i større grad i tolvfingertarmen (på grunn av den høyeste konsentrasjonen av reseptorer i kalsitriol der). På grunn av intercellulær passiv overføring er kalsiumabsorpsjonen mest aktiv i alle tre deler av tynntarmen. Kalsiumabsorpsjon fremmes paracellulært av laktose (melkesukker).

Kalsiumabsorpsjon hindres av noe animalsk fett (inkludert kumelkfett og oksefett, men ikke smult) og palmeolje. Palmitin- og stearinfettsyrene som finnes i slike fettsyrer spaltes av under fordøyelsen i tarmene og binder i fri form kalsium fast og danner kalsiumpalmitat og kalsiumstearat (uløselige såper). I form av denne såpen med stol går både kalsium og fett tapt. Denne mekanismen er ansvarlig for redusert kalsiumabsorpsjon, redusert benmineralisering og reduserte indirekte mål på beinstyrke hos spedbarn med palmeolje (palmeolein) basert morsmelkerstatning. Hos disse barna er dannelsen av kalsiumsåper i tarmen assosiert med herding av avføringen, en reduksjon i frekvensen, samt hyppigere oppstøt og kolikk.

Konsentrasjonen av kalsium i blodet, på grunn av dens betydning for et stort antall vitale prosesser, er nøyaktig regulert, og med riktig ernæring og tilstrekkelig inntak av magre meieriprodukter og vitamin D oppstår ikke mangel. Langvarig mangel på kalsium og/eller vitamin D i kosten fører til økt risiko for osteoporose og forårsaker rakitt i spedbarnsalderen.

For store doser kalsium og vitamin D kan forårsake hyperkalsemi. Den maksimale sikre dosen for voksne i alderen 19 til 50 år er 2500 mg per dag (ca. 340 g Edammerost).

Termisk ledningsevne