Relativ atommasse av kalsium. Fysiske egenskaper av kalsium

Kalsium(Kalsium), Ca, et kjemisk grunnstoff i gruppe II i Mendeleevs periodiske system, atomnummer 20, atommasse 40,08; sølv-hvit lettmetall. Det naturlige grunnstoffet er en blanding av seks stabile isotoper: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca og 48 Ca, hvorav 40 Ca er den vanligste (96,97%).

Ca-forbindelser - kalkstein, marmor, gips (så vel som kalk - et produkt av brennende 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 G. Davy, ved å utsette en blanding av våtlesket kalk med kvikksølvoksid for elektrolyse med en kvikksølvkatode, et amalgam av Ca, og etter å ha drevet kvikksølv ut av det, oppnådde han et metall kalt "Calcium" (fra latin calx , slektsfall calcis - lime).

Fordeling av kalsium i naturen. Når det gjelder overflod i jordskorpen, inntar Ca 5. plass (etter O, Si, Al og Fe); innhold 2,96 vekt%. Det migrerer kraftig og akkumuleres i ulike geokjemiske systemer, og danner 385 mineraler (4. plass når det gjelder antall mineraler). Det er lite Ca i jordens mantel og sannsynligvis enda mindre i jordens kjerne (0,02 % i jernmeteoritter). Ca dominerer i den nedre delen av jordskorpen, og samler seg i grunnleggende bergarter; det meste av Ca er innelukket i feltspat - anortitt Ca; innhold i basiske bergarter 6,72 %, i sure (granitter og andre) 1,58 %. En usedvanlig skarp differensiering av Ca oppstår i biosfæren, hovedsakelig assosiert med "karbonatlikevekten": når karbondioksid interagerer med CaCO 3-karbonat, dannes løselig bikarbonat Ca (HCO 3) 2: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \ u003d Ca (HCO 3) 2 \u003d Ca 2+ + 2HCO 3-. Denne reaksjonen er reversibel og er grunnlaget for Ca-omfordeling. Med høyt innhold av CO 2 i vannet er Ca i løsning, og med lavt innhold av CO 2 feller mineralet kalsitt CaCO 3 ut og danner kraftige forekomster av kalkstein, kritt og marmor.

Biogen migrasjon spiller også en stor rolle i historien til Ca. I levende materie fra grunnstoffer-metaller er Ca den viktigste. Det er kjent organismer som inneholder mer enn 10 % Ca (mer karbon), og bygger skjelettet fra Ca-forbindelser, hovedsakelig fra CaCO 3 (kalkalger, mange bløtdyr, pigghuder, koraller, jordstengler, etc.). Med begravelsen av skjelettene i havet. Dyr og planter er assosiert med akkumulering av kolossale masser av alger, koraller og andre kalksteiner, som, som stuper ned i jordens dyp og mineraliserer, blir til forskjellige typer marmor.

Enorme områder med fuktig klima (skogsoner, tundra) er preget av mangel på Ca - her blir det lett utvasket fra jorda. Dette er assosiert med lav fruktbarhet i jorda, lav produktivitet hos husdyr, deres lille størrelse og ofte skjelettsykdommer. Derfor er kalking av jord, mating av husdyr og fugler etc. av stor betydning.Tvert imot er CaCO 3 lite løselig i et tørt klima, derfor er steppe- og ørkenlandskap rikt på Ca. Gips CaSO 4 2H 2 O hoper seg ofte opp i saltmyrer og saltsjøer.

Elver bringer mye Ca ut i havet, men det henger ikke i havvannet (gjennomsnittlig innhold er 0,04%), men er konsentrert i skjelettene til organismer og avsettes etter deres død hovedsakelig på bunnen i form av CaCO3. Kalkslam er utbredt på bunnen av alle hav på dyp på ikke mer enn 4000 m (CaCO 3 løses opp på store dyp, organismer der opplever ofte en mangel på Ca).

Grunnvann spiller en viktig rolle i Ca-migrasjon. I kalkmassiver utvasker de CaCO 3 kraftig stedvis, noe som er assosiert med utvikling av karst, dannelse av huler, stalaktitter og stalagmitter. I tillegg til kalsitt var avsetningen av Ca-fosfater (for eksempel Karatau-fosforittforekomstene i Kasakhstan), dolomitt CaCO 3 ·MgCO 3 og gips under fordampning utbredt i sjøene i tidligere geologiske epoker i sjøene i tidligere geologiske epoker. .

I løpet av geologisk historie økte biogen karbonatdannelse, mens den kjemiske utfellingen av kalsitt avtok. I det prekambriske hav (over 600 millioner år siden) fantes det ingen dyr med kalkskjelett; de har blitt utbredt siden kambrium (koraller, svamper, etc.). Dette tilskrives det høye innholdet av CO 2 i den prekambriske atmosfæren.

Fysiske egenskaper av kalsium. Krystallgitteret til α-formen av Ca (stabil ved ordinær temperatur) er ansiktssentrert kubikk, a = 5,56Å. Atomradius 1,97Å, ionradius Ca 2+ 1,04Å. Tetthet 1,54 g/cm3 (20 °C). Over 464 °C er den sekskantede β-formen stabil. t pl 851 °C, t kip 1482 °C; temperaturkoeffisient for lineær ekspansjon 22 10 -6 (0-300 °C); termisk ledningsevne ved 20 °C 125,6 W/(m K) eller 0,3 cal/(cm s °C); spesifikk varmekapasitet (0-100 °C) 623,9 j/(kg K) eller 0,149 cal/(g °C); elektrisk resistivitet ved 20 °C 4,6 10 -8 ohm m eller 4,6 10 -6 ohm cm; temperaturkoeffisient for elektrisk motstand 4,57 10 -3 (20 °C). Elastisitetsmodul 26 Gn / m 2 (2600 kgf / mm 2); strekkfasthet 60 MN / m 2 (6 kgf / mm 2); elastisk grense 4 MN / m 2 (0,4 kgf / mm 2), flytegrense 38 MN / m 2 (3,8 kgf / mm 2); forlengelse 50%; Brinell hardhet 200-300 MN / m 2 (20-30 kgf / mm 2). Kalsium med tilstrekkelig høy renhet er plast, godt presset, valset og kan bearbeides.

Kjemiske egenskaper til kalsium. Konfigurasjonen av det ytre elektronskallet til Ca 4s 2-atomet, ifølge hvilken Ca i forbindelser er 2-valent. Kjemisk er Ca veldig aktiv. Ved vanlige temperaturer interagerer Ca lett med oksygen og fuktighet i luften, så det lagres i hermetisk lukkede kar eller under mineralolje. Når den varmes opp i luft eller oksygen, antennes den og gir det basiske oksidet CaO. Peroksider Ca-CaO 2 og CaO 4 er også kjent. Først reagerer Ca raskt med kaldt vann, deretter bremses reaksjonen på grunn av dannelsen av en Ca(OH)2-film. Ca reagerer kraftig med varmt vann og syrer, og frigjør H 2 (bortsett fra konsentrert HNO 3). Det reagerer med fluor i kulde, og med klor og brom - over 400 ° C, og gir henholdsvis CaF 2, CaCl 2 og CaBr 2. Disse halogenidene i smeltet tilstand danner med Ca de såkalte underforbindelsene - CaF, CaCl, hvor Ca formelt er monovalent. Når Ca varmes opp med svovel, oppnås kalsiumsulfid CaS, sistnevnte tilsetter svovel, og danner polysulfider (CaS 2, CaS 4 og andre). Ved å interagere med tørt hydrogen ved 300-400 ° C, danner Ca et hydrid CaH 2 - en ionisk forbindelse der hydrogen er et anion. Ved 500 °C gir Ca og nitrogen Ca 3 N 2 nitrid; interaksjonen av Ca med ammoniakk i kulde fører til komplekset ammoniakk Ca 6 . Ved oppvarming uten tilgang til luft med grafitt, silisium eller fosfor gir Ca kalsiumkarbid CaC 2, silicider Ca 2 Si, CaSi, CaSi 2 og fosfid Ca 3 P 2. Ca danner intermetalliske forbindelser med Al, Ag, Au, Cu, Li, Mg, Pb, Sn og andre.

Får kalsium. I industrien oppnås Ca på to måter: 1) ved å varme opp en brikettblanding av CaO og Al-pulver ved 1200 ° C i et vakuum på 0,01-0,02 mm Hg. Kunst.; frigjort ved reaksjonen: 6CaO + 2 Al \u003d 3CaO Al 2 O 3 + 3Ca Ca-damp kondenserer på en kald overflate; 2) ved elektrolyse av en smelte av CaCl 2 og KCl med en flytende kobber-kalsium-katode, fremstilles en legering av Cu - Ca (65 % Ca), hvorfra Ca destilleres av ved en temperatur på 950-1000 ° C i et vakuum på 0,1-0,001 mm Hg. Kunst.

Bruken av kalsium. I form av et rent metall brukes Ca som et reduksjonsmiddel for U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb og noen sjeldne jordmetaller fra 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 nitrogenurenheter, og som en gassabsorber i elektriske vakuumenheter. Antifriksjonsmaterialer i Pb-Na-Ca-systemet, samt Pb-Ca-legeringer, som brukes til produksjon av elektriske skall, har fått stor anvendelse innen teknologi. kabler. Legering Ca-Si-Ca (silikonkalsium) brukes som deoksideringsmiddel og avgasser ved produksjon av høykvalitetsstål.

kalsium i kroppen. Ca er et av de biogene elementene som er nødvendige for det normale forløpet av livsprosesser. 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 Ca-innholdet 38 %; hos mennesker - 1,4-2%. Celler av plante- og dyreorganismer trenger strengt definerte forhold mellom Ca 2+ , 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 for å aktivere en rekke enzymer. Ca 2+ ioner 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 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 CaCO 3 (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, P og fett i maten. Det optimale Ca/P-forholdet i kumelk er ca. 1,3 (i poteter 0,15, i bønner 0,13, i kjøtt 0,016). Med et overskudd av P eller oksalsyre i maten forringes Ca-absorpsjonen. Gallesyrer akselererer absorpsjonen. Det optimale forholdet 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).

Hjem / Forelesninger 1. år / Generell og organisk kjemi / Spørsmål 23. Kalsium / 2. Fysiske og kjemiske egenskaper

fysiske egenskaper. Kalsium er et sølvhvitt formbart metall som smelter ved 850°C. C og koker ved 1482 grader. C. Det er mye hardere enn alkalimetallene.

Kjemiske egenskaper. Kalsium er et aktivt metall. Så under normale forhold interagerer den lett med atmosfærisk oksygen og halogener:

2 Ca + O2 \u003d 2 CaO (kalsiumoksid);

Ca + Br2 = CaBr2 (kalsiumbromid).

Med hydrogen, nitrogen, svovel, fosfor, karbon og andre ikke-metaller, reagerer kalsium ved oppvarming:

Ca + H2 = CaH2 (kalsiumhydrid);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (kalsiumnitrid);

Ca + S = CaS (kalsiumsulfid);

3 Ca + 2 P = Ca3P2 (kalsiumfosfid);

Ca + 2 C \u003d CaC2 (kalsiumkarbid).

Kalsium interagerer sakte med kaldt vann, og veldig kraftig med varmt vann:

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

Kalsium kan ta bort oksygen eller halogener fra oksider og halogenider av mindre aktive metaller, dvs. det har reduserende egenskaper:

5 Ca + Nb205 = CaO + 2 Nb;

1. Å være i naturen
3. Kvittering
4. Søknad

www.medkurs.ru

Kalsium | guide Pesticides.ru

For mange mennesker er kunnskapen om kalsium begrenset til det faktum at dette elementet er nødvendig for sunne bein og tenner. Hvor ellers det er inneholdt, hvorfor det er nødvendig og hvor nødvendig, er det ikke alle som har en idé. Imidlertid finnes kalsium i mange forbindelser som er kjent for oss, både naturlige og menneskeskapte. Krit og kalk, stalaktitter og stalagmitter fra huler, eldgamle fossiler og sement, gips og alabaster, meieriprodukter og medisiner mot osteoporose - alt dette og mer inneholder mye kalsium.

Dette elementet ble først oppnådd av G. Davy i 1808, og til å begynne med ble det ikke brukt veldig aktivt. Ikke desto mindre er dette metallet nå det femte i verden når det gjelder produksjon, og behovet for det øker år for år. Hovedområdet for bruk av kalsium er produksjon av byggematerialer og blandinger. Imidlertid er det nødvendig for å bygge ikke bare hus, men også levende celler. I menneskekroppen er kalsium en del av skjelettet, gjør muskelsammentrekninger mulig, sikrer blodpropp, regulerer aktiviteten til en rekke fordøyelsesenzymer og utfører andre ganske mange funksjoner. Det er ikke mindre viktig for andre levende gjenstander: dyr, planter, sopp og til og med bakterier. Samtidig er behovet for kalsium ganske høyt, noe som gjør det mulig å klassifisere det som et makronæringsstoff.

Kalsium (kalsium), Ca er et kjemisk element i hovedundergruppen til gruppe II i det periodiske systemet til Mendeleev. Atomnummer - 20. Atommasse - 40,08.

Kalsium er et jordalkalimetall. I den frie staten formbar, ganske hard, hvit. Tetthet refererer til lettmetaller.

Tetthet - 1,54 g / cm3,
Smeltepunkt - +842 ° C,
Kokepunkt - +1495 ° C.

Kalsium har uttalte metalliske egenskaper. I alle forbindelser er oksidasjonstilstanden +2.

I luften er den dekket med et lag oksid; når den varmes opp, brenner den med en rødlig, lys flamme. Den reagerer sakte med kaldt vann, og fortrenger raskt hydrogen fra varmt vann og danner hydroksid. Når det reagerer med hydrogen, danner det hydrider. Ved romtemperatur reagerer den med nitrogen og danner nitrider. Den kombineres også lett med halogener og svovel, gjenoppretter metalloksider ved oppvarming.

Kalsium er et av de mest tallrike grunnstoffene i naturen. I jordskorpen er innholdet 3 vekt%. Det forekommer i form av forekomster av kritt, kalkstein, marmor (et naturlig utvalg av kalsiumkarbonat CaCO3). I store mengder er det avleiringer av gips (CaSO4 x 2h3O), fosforitt (Ca3 (PO4) 2 og ulike kalsiumholdige silikater.

Vann

. Kalsiumsalter er nesten alltid til stede i naturlig vann. Av disse er det bare gips som er litt løselig i den. Med innhold av karbondioksid i vann går kalsiumkarbonat i løsning i form av bikarbonat Ca(HCO3)2.

hardt vann

. Naturlig vann med store mengder kalsium- eller magnesiumsalter kalles hardt.

mykt vann

. Med et lavt innhold av disse saltene eller deres fravær, kalles vann mykt.

Jordsmonn

. Som regel er jord tilstrekkelig forsynt med kalsium. Og siden kalsium er inneholdt i en større masse i den vegetative delen av planter, er fjerning av det med avlingen ubetydelig.

Tap av kalsium fra jorda oppstår som følge av utvasking ved nedbør. Denne prosessen avhenger av den granulometriske sammensetningen av jord, nedbør, plantearter, former og doser av kalk og mineralgjødsel. Avhengig av disse faktorene varierer kalsiumtapene fra åkerlaget fra flere titalls til 200–400 kg/ha eller mer.

Kalsiuminnhold i ulike jordtyper

Podzolisk jord inneholder 0,73 % (av tørrstoffet i jorda) kalsium.

Grå skog - 0,90% kalsium.

Chernozems - 1,44% kalsium.

Serozems - 6,04% kalsium.

I planten er kalsium i form av fosfater, sulfater, karbonater, i form av salter av pektin og oksalsyrer. Nesten 65 % av kalsium i planter kan utvinnes med vann. Resten behandles med svake eddik- og saltsyrer. Mest kalsium finnes i aldrende celler.

Symptomer på kalsiummangel i henhold til:
kultur	mangelsymptomer
Generelle symptomer	Bleking av den apikale knoppen; Bleking av unge blader; Spissene av bladene er bøyd ned; Kantene på bladene krøller seg sammen;
Potet	Øvre blader blomstrer dårlig; Stengelens vekstpunkt dør; Det er en lys stripe på kantene av bladene, senere blir den mørkere; Kantene på bladene er vridd opp;
Kålhvit og blomkål	På bladene til unge planter, klorotiske flekker (marmorering) eller hvite striper langs kantene; Hos eldre planter krøller bladene seg og det oppstår brannskader på dem; Vekstpunktet dør
	Bladende fliker dør Blomster faller; En mørk flekk vises på frukten på toppen, som øker etter hvert som frukten vokser (tomattoppråte)
	De apikale knoppene dør; Kantene på unge blader er pakket inn, revet og dør deretter av; De øvre delene av skuddene dør av; Skade på tuppene av røttene; I fruktkjøttet - brune flekker (bitter pitting); Smaken av frukten forringes; Redusert salgbarhet av frukt

Funksjoner av kalsium

Effekten av dette elementet på planter er multilateral og som regel positiv. Kalsium:

Forbedrer stoffskiftet;
Spiller en viktig rolle i bevegelsen av karbohydrater;
Påvirker metamorfosene til nitrogenholdige stoffer;
Akselererer forbruket av frøreserveproteiner under spiring;
Spiller en rolle i prosessen med fotosyntese;
en sterk antagonist av andre kationer, forhindrer deres overdreven inntreden i plantevev;
Det påvirker de fysisk-kjemiske egenskapene til protoplasma (viskositet, permeabilitet, etc.), og dermed det normale forløpet av biokjemiske prosesser i planten;
Kalsiumforbindelser med pektin limer veggene til individuelle celler sammen;
Påvirker aktiviteten til enzymer.

Det skal bemerkes at effekten av kalsiumforbindelser (kalk) på aktiviteten til enzymer uttrykkes ikke bare i direkte virkning, men også på grunn av forbedringen av de fysisk-kjemiske egenskapene til jorda og dens ernæringsregime. I tillegg påvirker jordkalking betydelig prosessene med vitaminbiosyntese.

Mangel (mangel) på kalsium i planter

Mangelen på kalsium påvirker først og fremst utviklingen av rotsystemet. Dannelsen av rothår stopper på røttene. De ytre cellene i roten blir ødelagt.

Dette symptomet manifesterer seg både med mangel på kalsium og med en ubalanse i næringsløsningen, det vil si overvekt av monovalente natrium-, kalium- og hydrogenkationer i den.

I tillegg øker tilstedeværelsen av nitratnitrogen i jordløsningen strømmen av kalsium inn i plantevev, mens ammoniakk reduserer den.

Det forventes tegn på kalsiumsult når kalsiuminnholdet er mindre enn 20 % av jordas kationbytterkapasitet.

Symptomer. Visuelt er kalsiummangel etablert av følgende tegn:

Ved røttene til planter observeres skadede brune tips;
Vekstpunktet deformeres og dør;
Blomster, eggstokker og knopper faller av;
Frukt er skadet av nekrose;
Bladene er klorotiske;
Den apikale knoppen dør, og veksten av stilken stopper.

Kål, alfalfa, kløver er svært følsomme for tilstedeværelsen av kalsium. Det er fastslått at disse samme plantene også er preget av økt følsomhet for jordsurhet.

Mineralkalsiumforgiftning resulterer i intervenal klorose med hvitaktige nekrotiske flekker. De kan være farget eller ha konsentriske ringer fylt med vann. Noen planter reagerer på overflødig kalsium ved å dyrke bladrosetter, dø av skudd og fallende blader. Symptomene ligner i utseende på mangel på jern og magnesium.

Kilden til påfyll av kalsium i jorda er kalkgjødsel. De er delt inn i tre grupper:

Harde kalkholdige bergarter;
Myke kalkholdige bergarter;
Industriavfall med høyt kalkinnhold.

Harde kalkholdige bergarter i henhold til innholdet av CaO og MgO er delt inn i:

kalksteiner (55–56 % CaO og opptil 0,9 % MgO);
dolomittiske kalksteiner (42–55 % CaO og opptil 9 % MgO);
dolomitter (32–30 % CaO og 18–20 % MgO).

Kalksteiner

- grunnleggende kalkgjødsel. Inneholder 75–100 % Ca- og Mg-oksider når det gjelder CaCO3.

Dolomitisert kalkstein

. Inneholder 79-100 % aktiv ingrediens (a.i.) når det gjelder CaCO3. Det anbefales i vekstskifte med poteter, belgfrukter, lin, rotvekster, samt på sterkt podzoliserte jordtyper.

Marl

. Inneholder opptil 25–15 % CaCO3 og urenheter i form av leire med sand opptil 20–40 %. Handler sakte. Anbefalt for bruk på lett jord.

Kritt

. Inneholder 90–100 % CaCO3. Handlingen er raskere enn for kalkstein. Det er en verdifull kalkgjødsel i finmalt form.

brent kalk

(CaO). Innholdet av CaCO3 er over 70 %. Det karakteriseres som et sterkt og hurtigvirkende kalkmateriale.

Lesket kalk

(Ca(OH)2). Innholdet av CaCO3 er 35 % eller mer. Det er også en sterk og hurtigvirkende kalkgjødsel.

Dolomittmel

. Innholdet av CaCO3 og MgCO3 er ca. 100 %. Tregere i aksjon enn kalkholdig tuff. Brukes vanligvis der magnesium er nødvendig.

kalkholdige tuffer

. Innholdet av CaCO3 er 15–96 %, urenheter er opptil 25 % leire og sand, 0,1 % P2O5. Handlingen er raskere enn for kalkstein.

Avføringsslam (avføring)

. Består av CaCO3 og Ca(OH)2. Innholdet av kalk på CaO er opptil 40 %. Nitrogen er også tilstede - 0,5% og P2O5 - 1-2%. Dette er avfall fra sukkerroefabrikker. Det anbefales for bruk ikke bare for å redusere jordsurheten, men også i betedyrkende områder på chernozem-jord.

Skiferaskesykloner

. Tørt pulverisert materiale. Innholdet av det aktive stoffet er 60-70%. Refererer til industriavfall.

Støv fra ovner og sementplanter

. Innholdet av CaCO3 må overstige 60 %. I praksis brukes den i gårder som ligger i umiddelbar nærhet av sementanlegg.

Metallurgisk slagg

. Brukes i regionene i Ural og Sibir. Ikke-hygroskopisk, lett å spraye. Må inneholde minst 80 % CaCO3, ha et fuktighetsinnhold på ikke mer enn 2 %. Den granulometriske sammensetningen er viktig: 70% - mindre enn 0,25 mm, 90% - mindre enn 0,5 mm.

organisk gjødsel. Innholdet av Ca i form av CaCO3 er 0,32–0,40 %.

Fosfatmel. Kalsiuminnholdet er 22 % CaCO3.

Kalkgjødsel brukes ikke bare for å gi jord og planter kalsium. Hovedformålet med deres bruk er jordkalking. Dette er en metode for kjemisk gjenvinning. Det er rettet mot å nøytralisere overflødig jordsyre, forbedre dens agrofysiske, agrokjemiske og biologiske egenskaper, forsyne planter med magnesium og kalsium, mobilisere og immobilisere makroelementer og mikroelementer, skape optimale vannfysiske, fysiske og luftforhold for kulturplanters levetid.

Jordkalkingseffektivitet

Samtidig med å dekke plantenes behov for kalsium som et element i mineralernæring, fører kalking til flere positive endringer i jordsmonnet.

Effekt av kalking på egenskapene til enkelte jordarter

Kalsium fremmer koagulering av jordkolloider og forhindrer deres utvasking. Dette fører til enklere jordbearbeiding og forbedret lufting.

Som et resultat av kalking:

sandholdig humusjord øker vannabsorpsjonskapasiteten;
på tung leirjord dannes det jordtilslag og klumper som forbedrer vanngjennomtrengelighet.

Spesielt nøytraliseres organiske syrer og H-ioner fortrenges fra det absorberende komplekset. Dette fører til eliminering av utveksling og reduksjon av hydrolytisk surhet i jorda. Samtidig er det en forbedring i den kationiske sammensetningen av det jordabsorberende komplekset, som oppstår på grunn av endringen av hydrogen og aluminiumioner til kalsium- og magnesiumkationer. Dette øker metningsgraden av jord med baser og øker opptakskapasiteten.

Effekten av kalking på tilførselen av planter med nitrogen

Etter kalking kan de positive agrokjemiske egenskapene til jorda og dens struktur bevares i flere år. Dette bidrar til å skape gunstige forhold for å forbedre gunstige mikrobiologiske prosesser for å mobilisere næringsstoffer. Aktiviteten til ammonifiers, nitrifiers, nitrogenfikserende bakterier som lever fritt i jorda forsterkes.

Kalking bidrar til å øke reproduksjonen av knutebakterier og forbedre tilførselen av nitrogen til vertsplanten. Det er fastslått at bakteriegjødsel mister sin effektivitet på sur jord.

Effekten av kalking på tilgangen på planter med askeelementer

Kalking bidrar til tilførsel av askeelementer til planten, siden aktiviteten til bakterier som bryter ned organiske fosforforbindelser i jorda og fremmer overgangen av jern- og aluminiumfosfater til kalsiumfosfatsalter som er tilgjengelige for planter, forbedres. Kalking av sur jord forbedrer mikrobiologiske og biokjemiske prosesser, som igjen øker mengden nitrater, samt assimilerbare former for fosfor og kalium.

Effekten av kalking på formene og tilgjengeligheten av makronæringsstoffer og sporstoffer

Kalking øker mengden kalsium, og ved bruk av dolomittmel - magnesium. Samtidig blir de giftige formene av mangan og aluminium uløselige og går over i utfelt form. Tilgjengeligheten av grunnstoffer som jern, kobber, sink, mangan er synkende. Nitrogen, svovel, kalium, kalsium, magnesium, fosfor og molybden blir mer tilgjengelig.

Effekt av kalking på virkningen av fysiologisk sur gjødsel

Kalking øker effektiviteten til fysiologisk sur mineralgjødsel, spesielt ammoniakk og kalium.

Den positive effekten av fysiologisk sure gjødsel blekner uten kalk, og kan over tid bli negativ. Så på de gjødslede stedene er avlingene enda mindre enn på de ugjødslede. Kombinasjonen av kalking med bruk av gjødsel øker effektiviteten med 25–50 %.

Kalking aktiverer enzymatiske prosesser i jorda, som indirekte bedømmer dens fruktbarhet.

Satt sammen av: Grigorovskaya P.I.

Side lagt til: 05.12.13 00:40

Sist oppdatert: 22.05.14 16:25

Litterære kilder:

Glinka N.L. Generell kjemi. Lærebok for universiteter. Utgiver: L: Chemistry, 1985, s. 731

Mineev V.G. Agrokjemi: Lærebok - 2. utgave, revidert og supplert - M .: MGU Forlag, KolosS Forlag, 2004. - 720 s., L. ill.: syk. – (Klassisk universitetslærebok).

Petrov B.A., Seliverstov N.F. Mineralernæring av planter. Referansehåndbok for studenter og gartnere. Jekaterinburg, 1998. 79 s.

Leksikon for barn. Bind 17. Kjemi. / Hode. utg. V.A. Volodin. - M.: Avanta +, 2000. - 640 s., ill.

Yagodin B.A., Zhukov Yu.P., Kobzarenko V.I. Agrochemistry / Redigert av B.A. Yagodina - M.: Kolos, 2002. - 584 s.: silt (Lærebøker og læremidler for studenter ved høyere utdanningsinstitusjoner).

Bilder (remastret):

20 Ca Calcium, under lisens CC BY

Kalsiummangel i hvete, av CIMMYT, lisensiert under CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Kalsium og dets rolle for menneskeheten - Kjemi

Kalsium og dets rolle for menneskeheten

Introduksjon

Å være i naturen

Kvittering

Fysiske egenskaper

Kjemiske egenskaper

Bruk av kalsiumforbindelser

Biologisk rolle

Konklusjon

Bibliografi

Introduksjon

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 (CAS-nummer: 7440-70-2) er et mykt, reaktivt, sølvhvitt jordalkalimetall.

Til tross for at element #20 er allestedsnærværende, har ikke selv 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 CO2.

Navnets historie og opprinnelse

Navnet på elementet kommer fra lat. calx (i genitivtilfellet calcis) -- "kalk", "myk stein". Det ble foreslått av den engelske kjemikeren Humphrey Davy, som i 1808 isolerte kalsiummetall ved elektrolytisk metode. Davy elektrolyserte en blanding av våtlesket kalk med kvikksølvoksid HgO på en platinaplate, som var anoden. En platinatråd nedsenket i flytende kvikksølv fungerte som katode. Som et resultat av elektrolyse ble kalsiumamalgam oppnådd. Etter å ha drevet bort kvikksølv fra det, mottok Davy et metall kalt kalsium.

Kalsiumforbindelser - kalkstein, marmor, gips (så vel som kalk - et produkt av brenning av kalkstein) har blitt brukt i konstruksjon for flere årtusener siden. Frem til slutten av 1700-tallet anså kjemikere kalk for å være en enkel kropp. I 1789 foreslo A. Lavoisier at kalk, magnesia, baritt, alumina og silika er komplekse stoffer.

Å være 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).

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%.

Av de seks naturlig forekommende kalsiumisotopene er fem stabile. Den sjette 48Ca-isotopen, den tyngste av de seks og svært sjeldne (den isotopiske forekomsten er bare 0,187%), ble nylig oppdaget å gjennomgå dobbelt beta-forfall med en halveringstid på 5,3×1019 år.

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 (CaCO3). Den krystallinske formen av kalsitt, marmor, er mye mindre vanlig i naturen.

Kalsiummineraler som kalsitt CaCO3, anhydritt CaSO4, alabaster CaSO4 0,5h3O og gips CaSO4 2h3O, 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).

Migrasjon 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:

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

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

biogen migrasjon. I biosfæren finnes kalsiumforbindelser i nesten alt av dyre- og plantevev (se også nedenfor). En betydelig mengde kalsium er en del av levende organismer. Så, hydroksyapatitt Ca5 (PO4) 3OH, eller, på en annen måte, 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH) 2 er grunnlaget for beinvevet til virveldyr, inkludert mennesker; skjell og skjell av mange virvelløse dyr, eggeskall osv. er sammensatt av kalsiumkarbonat CaCO3 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).

Kvittering

Fritt metallisk kalsium oppnås ved elektrolyse av en smelte bestående av CaCl2 (75-80%) og KCl eller fra CaCl2 og CaF2, samt ved aluminotermisk reduksjon av CaO ved 1170-1200 °C:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Fysiske egenskaper

Kalsiummetall finnes i to allotropiske modifikasjoner. Opp til 443 °C, stabil?-Ca med et kubisk flatesentrert gitter (parameter a = 0,558 nm), over stabilt?-Ca med et kubisk kroppssentrert gitter av typen?-Fe (parameter a = 0,448 nm) . Standard entalpi H0 overgang? > ? er 0,93 kJ/mol.

Kjemiske egenskaper

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 Ca2+/Ca0-paret er ?2,84 V, slik at kalsium reagerer aktivt med vann, men uten antenning:

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

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

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

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

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

3Ca + 2P = Ca3P2 (

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

2Ca + Si = Ca2Si

(kalsiumsilisid), kalsiumsilicider med sammensetningene CaSi, Ca3Si4 og CaSi2 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:

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

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

Ca2+-ionet er fargeløst. Når løselige kalsiumsalter tilsettes flammen, blir flammen mursteinsrød.

Kalsiumsalter som CaCl2-klorid, CaBr2-bromid, CaI2-jodid og Ca(NO3)2-nitrat er svært løselige i vann. CaF2-fluorid, CaCO3-karbonat, CaSO4-sulfat, Ca3(PO4)2-ortofosfat, CaC2O4-oksalat og noen andre er uløselige i vann.

Av stor betydning er det faktum at, i motsetning til kalsiumkarbonat CaCO3, er surt kalsiumkarbonat (hydrokarbonat) Ca(HCO3)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:

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

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 når vann kokes, brytes bikarbonatet ned, og CaCO3 faller ut. Dette fenomenet fører for eksempel til at det over tid dannes skjell i kjelen.

Anvendelser av metallisk kalsium

Metalltermi

Rent metallisk kalsium er mye brukt i metallotermi for å oppnå sjeldne metaller.

Legering

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.

Kjernefysisk fusjon

Bruk av kalsiumforbindelser

kalsiumhydrid. Ved å varme opp kalsium i hydrogenatmosfære får man Cah3 (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 CaC2 er mye brukt for å oppnå acetylen og for å redusere metaller, så vel som i produksjonen av kalsiumcyanamid (ved å varme opp kalsiumkarbid i nitrogen ved 1200 ° C, er reaksjonen eksoterm, utført i cyanamidovner).

Kjemiske strømkilder. 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. 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.

Biologisk rolle

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). Kalsiumioner er involvert i prosessene med blodkoagulasjon, samt i å opprettholde et konstant osmotisk trykk i blodet. Kalsiumioner fungerer også som en av de universelle sekundære budbringere og regulerer en rekke intracellulære prosesser - muskelkontraksjon, eksocytose, inkludert utskillelse av hormoner og nevrotransmittere, etc. Kalsiumkonsentrasjonen i cytoplasmaet til menneskelige celler er omtrent 10–7 mol, i intercellulære væsker ca. 10-3 mol.

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). Absorpsjonen skjer både i tykktarmen og tynntarmen og lettes av et surt miljø, vitamin D og vitamin C, laktose og umettede fettsyrer. Magnesiums rolle i kalsiummetabolismen er også viktig, med sin mangel blir kalsium "vasket ut" av bein og avsatt i nyrene (nyrestein) og muskler.

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

På grunn av det store antallet prosesser knyttet til kalsium, er innholdet av kalsium i blodet nøyaktig regulert, og med riktig ernæring oppstår ikke mangel. Langvarig fravær fra kostholdet kan forårsake kramper, leddsmerter, døsighet, vekstdefekter og forstoppelse. En dypere mangel fører til permanente muskelkramper og osteoporose. Misbruk av kaffe og alkohol kan være årsakene til kalsiummangel, da en del av det skilles ut i urinen.

For store doser kalsium og vitamin D kan forårsake hyperkalsemi, etterfulgt av intens forkalkning av bein og vev (som hovedsakelig påvirker urinsystemet). Et langvarig overskudd forstyrrer funksjonen til muskel- og nervevev, øker blodpropp og reduserer absorpsjonen av sink av beinceller. Den maksimale daglige sikre dosen for en voksen er 1500 til 1800 milligram.

Produkter Kalsium, mg/100 g

Sesam 783

Brennesle 713

Malveskog 505

Groblad big 412

Galinsoga 372

Sardiner i olje 330

Budra eføy 289

Hunderose 257

Mandel 252

Groblad lansettformet. 248

Hasselnøtt 226

Amaranth frø 214

Brønnkarse 214

Soyabønner tørre 201

Barn under 3 år - 600 mg.

Barn 4 til 10 år - 800 mg.

Barn 10 til 13 år - 1000 mg.

Ungdom 13 til 16 år - 1200 mg.

Ungdom 16 og eldre - 1000 mg.

Voksne 25 til 50 år - 800 til 1200 mg.

Gravide og ammende kvinner - 1500 til 2000 mg.

Konklusjon

Kalsium er et av de mest tallrike grunnstoffene på jorden. 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 omgir byens innbyggere konstant: nesten alle de viktigste byggematerialene - betong, glass, murstein, sement, kalk - inneholder dette elementet i betydelige mengder.

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.

Bibliografi

1. Redaksjon: Knunyants I. L. (sjefredaktør) Chemical Encyclopedia: i 5 bind - Moskva: Soviet Encyclopedia, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 s.

2. Doronin. N. A. Kaltsy, Goshimizdat, 1962. 191 sider med illustrasjoner.

3. Dotsenko VA. - Terapeutisk og forebyggende ernæring. - Q. ernæring, 2001 - N1-s.21-25

4. Bilezikian J. P. Kalsium- og benmetabolisme // I: K. L. Becker, red.

www.e-ng.ru

vitenskapens verden

Kalsium er et metallelement i hovedundergruppen II i gruppe 4 i perioden med det periodiske systemet av kjemiske elementer. Det tilhører familien av jordalkalimetaller. Det ytre energinivået til kalsiumatomet inneholder 2 parede s-elektroner

Som han er i stand til å gi energisk under kjemiske interaksjoner. Dermed er kalsium et reduksjonsmiddel og har i forbindelsene en oksidasjonstilstand på +2. I naturen forekommer kalsium bare i form av salter. Massefraksjonen av kalsium i jordskorpen er 3,6 %. Det viktigste naturlige kalsiummineralet er kalsitt CaCO3 og dets varianter - kalkstein, kritt, marmor. Det er også levende organismer (for eksempel koraller), hvis ryggrad hovedsakelig består av kalsiumkarbonat. Viktige kalsiummineraler er også dolomitt CaCO3 MgCO3, fluoritt CaF2, gips CaSO4 2h3O, apatitt, feltspat, etc. Kalsium spiller en viktig rolle i livet til levende organismer. Massefraksjonen av kalsium i menneskekroppen er 1,4-2%. Det er en del av tennene, bein, andre vev og organer, deltar i prosessen med blodkoagulasjon, stimulerer hjerteaktivitet. For å gi kroppen en tilstrekkelig mengde kalsium, er det viktig å innta melk og meieriprodukter, grønne grønnsaker, fisk Det enkle stoffet kalsium er et typisk sølv-hvitt metall. Den er ganske hard, plastisk, har en tetthet på 1,54 g/cm3 og et smeltepunkt på 842? C. Kjemisk er kalsium veldig aktivt. Under normale forhold samhandler den lett med oksygen og fuktighet i luften, så den oppbevares i hermetisk lukkede kar. Ved oppvarming i luft antennes kalsium og danner et oksid: 2Ca + O2 = 2CaO Kalsium reagerer med klor og brom ved oppvarming, og med fluor selv i kulde. Produktene av disse reaksjonene er de tilsvarende halogenidene, for eksempel: Ca + Cl2 = CaCl2 Når kalsium varmes opp med svovel, dannes kalsiumsulfid: Ca + S = CaS Kalsium kan også reagere med andre ikke-metaller Interaksjon med vann fører til dannelse av lite løselig kalsiumhydroksid og utvikling av gassformig hydrogen : Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3. Kalsiummetall er mye brukt. Det brukes som en rozkisnik i produksjon av stål og legeringer, som et reduksjonsmiddel for produksjon av noen ildfaste metaller.

Kalsium oppnås ved elektrolyse av en kalsiumkloridsmelte. Dermed ble kalsium først oppnådd i 1808 av Humphry Davy.

worldofscience.ru

Ufa State Petroleum Technical University

Institutt for generell og analytisk kjemi

Presentasjon om temaet: "Grunnstoffet kalsium. Egenskaper, innhenting, søknad "

Utarbeidet av en student fra gruppen BTS-11-01 Prokaev G.L.

Førsteamanuensis Krasko S.A.

Introduksjon

Navnets historie og opprinnelse

Å være i naturen

Kvittering

Fysiske egenskaper

Kjemiske egenskaper

Anvendelser av metallisk kalsium

Bruk av kalsiumforbindelser

Biologisk rolle

Konklusjon

Bibliografi

Introduksjon

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.

Til tross for at element #20 er allestedsnærværende, har ikke selv kjemikere sett elementært kalsium. Men dette metallet, både eksternt og i oppførsel, ligner ikke i det hele tatt alkalimetaller, kontakt med hvilke er fulle av fare for brann og brannskader. Den kan trygt lagres i luft, den antennes ikke fra vann.

Elementært kalsium brukes nesten aldri 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 CO2.

Navnets historie og opprinnelse

Navnet på elementet kommer fra lat. calx (i genitivfallet calcis) - "kalk", "myk stein". Det ble foreslått av den engelske kjemikeren Humphrey Davy, som i 1808 isolerte kalsiummetall ved elektrolytisk metode. Davy elektrolyserte en blanding av våtlesket kalk med kvikksølvoksid HgO på en platinaplate, som var anoden. En platinatråd nedsenket i flytende kvikksølv fungerte som katode. Som et resultat av elektrolyse ble kalsiumamalgam oppnådd. Etter å ha drevet bort kvikksølv fra det, mottok Davy et metall kalt kalsium.

Å være 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).

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

Av de seks naturlig forekommende kalsiumisotopene er fem stabile. Den sjette 48Ca-isotopen, den tyngste av de seks og ganske sjeldne (den isotopiske overflod er bare 0,187%), ble nylig oppdaget å gjennomgå dobbelt beta-nedbrytning med en halveringstid på 5,3 ×1019 år.

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.

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).

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

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

biogen migrasjon. I biosfæren finnes kalsiumforbindelser i nesten alt av dyre- og plantevev (se også nedenfor). En betydelig mengde kalsium er en del av levende organismer. Så, hydroksyapatitt Ca5(PO4)3OH, eller, i en annen notasjon, 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2 er grunnlaget for beinvevet til virveldyr, inkludert mennesker; skjell og skjell av mange virvelløse dyr, eggeskall osv. er sammensatt av kalsiumkarbonat CaCO3 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).

Kvittering

Fritt metallisk kalsium oppnås ved elektrolyse av en smelte bestående av CaCl2 (75-80%) og KCl eller fra CaCl2 og CaF2, samt ved aluminotermisk reduksjon av CaO ved 1170-1200 °C:

CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

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

Fysiske egenskaper

Kalsiummetall finnes i to allotropiske modifikasjoner. Tåler opp til 443°C α -Ca med kubisk gitter, høyere stabil β-Ca med et kubisk kroppssentrert gitter av typen α -Fe. Standard entalpi ΔH0 overgang α → β er 0,93 kJ/mol.

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.

Kjemiske egenskaper

I rekken av standardpotensialer er kalsium plassert til venstre for hydrogen. Standardelektrodepotensialet til Ca2+/Ca0-paret er -2,84 V, slik at kalsium reagerer aktivt med vann, men uten tenning:

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

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

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

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

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

Ca + 2P = Ca3P2 (kalsiumfosfid),

kalsiumfosfider av CaP- og CaP5-sammensetninger er også kjent;

Ca + Si = Ca2Si (kalsiumsilisid),

Kalsiumsilicider av sammensetningene CaSi, Ca3Si4 og CaSi2 er også kjent.

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

Ca2+-ionet er fargeløst. Når løselige kalsiumsalter tilsettes flammen, blir flammen mursteinsrød.

Viktig er det faktum at, i motsetning til kalsiumkarbonat CaCO3, er surt kalsiumkarbonat (hydrokarbonat) Ca(HCO3) 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:

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

kalsiummetall kjemisk fysisk

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. 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 anses vannet som hardt. Hardhet elimineres ved koking; noen ganger destilleres vann for å eliminere det fullstendig.

Metalltermi

Rent metallisk kalsium er mye brukt i metallotermi for å oppnå sjeldne metaller.

Legering

Kjernefysisk fusjon

48Ca-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 48Ca-ioner for å produsere supertunge elementer i akseleratorer, dannes kjernene til disse elementene hundrevis og tusenvis av ganger mer effektivt enn ved bruk av andre "prosjektiler" (ioner).

Bruk av kalsiumforbindelser

kalsiumhydrid. Ved å varme opp kalsium i hydrogenatmosfære får man CaH2 (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.

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

Medisiner. 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 effekten 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.

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.

Biologisk rolle

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). Kalsiumioner er involvert i prosessene med blodkoagulasjon, samt i å opprettholde et konstant osmotisk trykk i blodet. Kalsiumioner fungerer også som en av de universelle sekundære budbringere og regulerer en rekke intracellulære prosesser - muskelkontraksjon, eksocytose, inkludert utskillelse av hormoner og nevrotransmittere, etc. Kalsiumkonsentrasjonen i cytoplasma til menneskelige celler er omtrent 10−7 mol, i intercellulære væsker ca. 10−3 mol.

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). Absorpsjonen skjer både i tykktarmen og tynntarmen og lettes av et surt miljø, vitamin D og vitamin C, laktose og umettede fettsyrer. Magnesiums rolle i kalsiummetabolismen er også viktig, med sin mangel blir kalsium "vasket ut" av bein og avsatt i nyrene (nyrestein) og muskler.

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

Produkter Kalsium, mg/100 g

Sesam 783

Brennesle 713

Groblad big 412

Sardiner i olje 330

Budra eføy 289

Hunderose 257

Mandel 252

Groblad lansettformet. 248

Hasselnøtt 226

Brønnkarse 214

Soyabønner tørre 201

Barn under 3 år - 600 mg.

Barn fra 4 til 10 år - 800 mg.

Barn fra 10 til 13 år - 1000 mg.

Ungdom fra 13 til 16 år - 1200 mg.

Ungdom 16 og eldre - 1000 mg.

Voksne 25 til 50 år - 800 til 1200 mg.

Gravide og ammende kvinner - 1500 til 2000 mg.

Konklusjon

Kalsium omgir byens innbyggere konstant: nesten alle de viktigste byggematerialene - betong, glass, murstein, sement, kalk - inneholder dette elementet i betydelige mengder.

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.

Bibliografi

1.Redaksjon: Knunyants I. L. (sjefredaktør) Chemical Encyclopedia: i 5 bind - Moskva: Soviet Encyclopedia, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 s.

2.Doronin. N. A. Kaltsy, Goshimizdat, 1962. 191 sider med illustrasjoner.

.Dotsenko V.A. - Terapeutisk og forebyggende ernæring. - Q. ernæring, 2001 - N1-s.21-25

4.Bilezikian J. P. Calcium and bone metabolism // I: K. L. Becker, red.

5.M.Kh. Karapetyants, S.I. Drakin - General and Inorganic Chemistry, 2000. 592 sider med illustrasjoner.

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.

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

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.

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.

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.

Anvendelser av metallisk kalsium

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.

DEFINISJON

Kalsium- det tjuende elementet i det periodiske system. Betegnelse - Ca fra det latinske "kalsium". Ligger i den fjerde perioden, IIA-gruppen. Refererer til metaller. Kjerneladingen er 20.

Kalsium er et av de mest tallrike grunnstoffene i naturen. Den inneholder omtrent 3 % (masse) i jordskorpen. Det forekommer som tallrike forekomster av kalkstein og kritt, samt marmor, som er naturlige varianter av kalsiumkarbonat CaCO 3 . Gips CaSO 4 × 2H 2 O, fosforitt Ca 3 (PO 4) 2 og til slutt ulike kalsiumholdige silikater finnes også i store mengder.

I form av et enkelt stoff er kalsium et formbart, ganske hardt hvitt metall (fig. 1). I luft blir den raskt dekket med et lag med oksid, og når den varmes opp, brenner den med en lys rødaktig flamme. Kalsium reagerer relativt sakte med kaldt vann, men fortrenger raskt hydrogen fra varmt vann og danner hydroksid.

Ris. 1. Kalsium. Utseende.

Atom- og molekylvekt av kalsium

Den relative molekylvekten til et stoff (M r) er et tall som viser hvor mange ganger massen til et gitt molekyl er større enn 1/12 av massen til et karbonatom, og den relative atommassen til et grunnstoff (Ar r) er hvor mange ganger den gjennomsnittlige massen av atomer til et kjemisk grunnstoff er større enn 1/12 massen til et karbonatom.

Siden kalsium i fri tilstand eksisterer i form av monoatomiske Ca-molekyler, er verdiene til atom- og molekylmassene de samme. De er lik 40.078.

Isotoper av kalsium

Det er kjent at kalsium i naturen finnes i form av fire stabile isotoper 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca og 48Ca, med en klar overvekt av 40Ca-isotopen (99,97%). Massetallene deres er henholdsvis 40, 42, 43, 44, 46 og 48. Kjernen til atomet til kalsiumisotopen 40 Ca inneholder tjue protoner og tjue nøytroner, og de gjenværende isotoper skiller seg fra den bare i antall nøytroner.

Det er kunstige kalsiumisotoper med massetall fra 34 til 57, hvorav den mest stabile er 41 Ca med en halveringstid på 102 tusen år.

Kalsiumioner

På det ytre energinivået til kalsiumatomet er det to elektroner som er valens:

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

Som et resultat av kjemisk interaksjon gir kalsium fra seg sine valenselektroner, dvs. er deres giver, og blir til et positivt ladet ion:

Ca 0 -2e → Ca 2+.

Molekyl og atom av kalsium

I fri tilstand eksisterer kalsium i form av monoatomiske Ca-molekyler. Her er noen egenskaper som karakteriserer kalsiumatomet og molekylet:

kalsiumlegeringer

Kalsium fungerer som en legeringskomponent i noen blylegeringer.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Trening

Skriv reaksjonslikningene som kan brukes til å utføre følgende transformasjoner:

Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → Ca(HCO 3) 2.

Svar

Ved å løse opp kalsium i vann kan du få en uklar løsning av en forbindelse kjent som "melk av kalk" - kalsiumhydroksid:

Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2.

Ved å føre karbondioksid gjennom en løsning av kalsiumhydroksid får vi kalsiumkarbonat:

2Ca(OH)2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O.

Ved å tilsette vann til kalsiumkarbonat og fortsette å føre karbondioksid gjennom denne blandingen, får vi kalsiumbikarbonat:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2.