Кальцій за звичайних умов входить у реакцію. Кальцій

Кальцій(Calcium), Ca, хімічний елемент II групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 20, атомна маса 40,08; срібно-білий легкий метал. Природний елемент є сумішшю шести стабільних ізотопів: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca і 48 Ca, з яких найбільш поширений 40 Ca (96, 97%).

З'єднання Ca - вапняк, мармур, гіпс (а також вапно - продукт випалу вапняку) вже в давнину застосовувалися в будівельній справі. До кінця 18 століття хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 році А. Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія, барит, глинозем та кремнезем – речовини складні. У 1808 році Г. Деві, піддаючи електролізу з ртутним катодом суміш вологого гашеного вапна з оксидом ртуті, приготував амальгаму Ca, а відігнавши з неї ртуть, отримав метал, названий "Кальцій" (від лат. calx, рід. відмінок calcis - вапно) .

Кальція в природі.За поширеністю в земній корі Ca займає 5-е місце (після О, Si, Al та Fe); вміст 2,96% за масою. Він енергійно мігрує та накопичується у різних геохімічних системах, утворюючи 385 мінералів (4-е місце за кількістю мінералів). У мантії Землі Ca мало і, ймовірно, ще менше у земному ядрі (у залізних метеоритах 0,02%). Ca переважає у нижній частині земної кори, накопичуючись в основних породах; Більшість Ca укладено в польовому шпаті - аноритті Ca; вміст основних породах 6,72%, в кислих (граніти та інші) 1,58% . У біосфері відбувається виключно різка диференціація Ca, пов'язана головним чином з "карбонатною рівновагою": при взаємодії вуглекислого газу з карбонатом СаСО 3 утворюється бікарбонат Ca(HCO 3) 2: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2 = Са 2+ + 2HCO 3- . Ця реакція є оборотною і є основою перерозподілу Ca. При високому вмісті CO 2 у водах Ca знаходиться в розчині, а при низькому вмісті CO 2 осад випадає мінерал кальцит CaCO 3 утворюючи потужні поклади вапняку, крейди, мармуру.

Величезну роль історії Ca грає і біогенна міграція. У живій речовині з елементів-металів Ca – головний. Відомі організми, які містять більше 10% Ca (більше вуглецю), що будують свій скелет з сполук Ca, головним чином з СаСО 3 (вапняні водорості, багато молюсків, голкошкірі, корали, корененіжки і т. д.). З поховання скелетів мор. тварин і рослин пов'язане накопичення колосальних мас водоростевих, коралових та інших вапняків, які, занурюючись у земні глибини та мінералізуючись, перетворюються на різні види мармуру.

Величезні території з вологим кліматом (лісові зони, тундра) характеризуються дефіцитом Ca – тут він легко вилуговується з ґрунтів. З цим пов'язана низька родючість ґрунтів, низька продуктивність свійських тварин, їх малі розміри, нерідко хвороби скелета. Тому велике значення має вапнування грунтів, підживлення свійських тварин і птахів і т. д. Навпаки, в сухому кліматі СаСО 3 важкорозчинний, тому ландшафти степів і пустель багаті Ca. У солончаках та солоних озерах часто накопичується гіпс CaSO 4 ·2H 2 O.

Річки приносять в океан багато Ca, але він не затримується в океанічній воді (середній вміст 0,04%), а концентрується в скелетах організмів і після їхньої загибелі осаджується на дно переважно у формі CaCO3. Вапняні мули широко поширені на дні всіх океанів на глибинах не більше 4000 м (на великих глибинах відбувається розчинення СаСО 3 організми там нерідко відчувають дефіцит Ca).

Важливу роль міграції Ca грають підземні води. У вапнякових масивах вони місцями енергійно вилуговують CaCO 3 , з чим пов'язаний розвиток карсту, утворення печер, сталактитів та сталагмітів. Крім кальциту, у морях минулих геологічних епох було поширене відкладення фосфатів Ca (наприклад, родовища фосфоритів Каратау в Казахстані), доломіту CaCO 3 ·MgCO 3 , а лагунах при випаровуванні - гіпсу.

У результаті геологічної історії зростало біогенне карбонатообразование, а хімічне осадження кальциту зменшувалося. У докембрійських морях (понад 600 млн років тому) був тварин з вапняним скелетом; вони набули широкого поширення починаючи з кембрію (корали, губки тощо). Це пов'язують із високим вмістом CO 2 в атмосфері докембрію.

Фізичні властивості.Кристалічна решітка α-форми Ca (стійкою за нормальної температури) гранецентрована кубічна, а = 5,56Å. Атомний радіус 1,97 Å, іонний радіус Ca 2+ , 1,04 Å. Щільність 1,54 г/см3 (20 °C). Вище за 464 °C стійка гексагональна β-форма. t пл 851 °C, t кіп 1482 °C; температурний коефіцієнт лінійного розширення 22 · 10 -6 (0-300 ° C); теплопровідність при 20 °C 125,6 Вт/(м·К) або 0,3 кал/(см·сек·°C); питома теплоємність (0-100 °C) 623,9 дж/(кг·К) або 0,149 кал/(г·°C); питомий електроопір при 20 °C 4,6·10 -8 ом·м або 4,6·10 -6 ом·см; температурний коефіцієнт електроопору 4,57 · 10 -3 (20 ° C). Модуль пружності 26 Гн/м2 (2600 кгс/мм2); межа міцності при розтягуванні 60 Мн/м2 (6 кгс/мм2); межа пружності 4 Мн/м 2 (0,4 кгс/мм 2), межа плинності 38 Мн/м 2 (3,8 кгс/мм 2); відносне подовження 50%; твердість по Брінеллю 200-300 Мн/м2 (20-30 кгс/мм2). Кальцій досить високої чистоти пластичний, добре пресується, прокочується та піддається обробці різанням.

Хімічні властивості.Конфігурація зовнішньої електронної оболонки атома Ca 4s 2 відповідно до чого Ca в сполуках 2-валентний. Хімічно Ca дуже активний. При звичайній температурі Ca легко взаємодіє з киснем та вологою повітря, тому його зберігають у герметично закритих судинах або під мінеральною олією. При нагріванні на повітрі або в кисні запалюється, даючи основний оксид CaO. Відомі також пероксиди Ca - CaO 2 та CaO 4 . З холодною водою Ca взаємодіє спочатку швидко, потім реакція уповільнюється внаслідок утворення плівки Ca(OH) 2 . Ca енергійно взаємодіє з гарячою водою та кислотами, виділяючи H 2 (крім концентрованої HNO 3). З фтором реагує на холод, а з хлором і бромом - вище 400 °C, даючи відповідно CaF 2 , CaCl 2 і CaBr 2 . Ці галогеніди в розплавленому стані утворюють з Ca так званих субсполук - CaF, CaCl, в яких Ca формально одновалентний. При нагріванні Ca з сіркою виходить сульфід кальцію CaS, останній приєднує сірку, утворюючи полісульфіди (CaS 2 CaS 4 та інші). Взаємодіючи з сухим воднем при 300-400 °C Ca утворює гідрид CaH 2 - іонне з'єднання, в якому водень є аніоном. При 500 °C Ca та азот дають нітрид Ca 3 N 2 ; взаємодія Ca з аміаком на холоді призводить до комплексного аміакату Ca 6 . При нагріванні без доступу повітря з графітом, кремнієм або фосфором Ca дає відповідно карбід кальцію CaC 2 силіциди Ca 2 Si, CaSi, CaSi 2 і фосфід Ca 3 P 2 . Ca утворює інтерметалеві сполуки з Al, Ag, Au, Cu, Li, Mg, Pb, Sn та інші.

Отримання Кальцію.У промисловості Ca одержують двома способами: 1) нагріванням брикетованої суміші CaO і порошку Al при 1200 °C у вакуумі 0,01-0,02 мм рт. ст.; що виділяються за реакцією: 6CaO + 2 Al = 3CaO·Al 2 O 3 + 3Ca пари Ca конденсуються на холодній поверхні; 2) електролізом розплаву CaCl 2 і KCl з рідким мідно-кальцієвим катодом готують сплав Cu - Ca (65% Ca), з якого Ca відганяють за температури 950-1000 °C у вакуумі 0,1-0,001 мм рт. ст.

Застосування Кальцію.У вигляді чистого металу Ca застосовують як відновник U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb та деяких рідкісноземельних металів з їх сполук. Його використовують також для розкислення сталей, бронз та інших сплавів, для видалення сірки з нафтопродуктів, для зневоднення органічних рідин, для очищення аргону від домішки азоту та як поглинач газів в електровакуумних приладах. Велике застосування в техніці отримали антифрикційні матеріали системи Pb-Na-Ca, а також сплави Pb-Ca, що служать для виготовлення електричної оболонки. кабелів. Сплав Ca-Si-Ca (силікокальцій) застосовується як розкислювач та дегазатор у виробництві якісних сталей.

Кальцій у організмі. Ca - один із біогенних елементів, необхідних для нормального перебігу життєвих процесів. Він присутній у всіх тканинах та рідинах тварин і рослин. Лише рідкісні організми можуть розвиватися в середовищі, позбавленому Ca. У деяких організмів вміст Ca сягає 38%; у людини – 1,4-2%. Клітини рослинних і тваринних організмів потребують строго певних співвідношеннях іонів Ca 2+ , Na + і K + у позаклітинних середовищах. Рослини отримують Ca з ґрунту. По їх відношенню до Ca рослини поділяють на кальцефіли та кальцефоби. Тварини отримують Ca з їжею та водою. Ca необхідний освіти низки клітинних структур, підтримки нормальної проникності зовнішніх клітинних мембран, запліднення яйцеклітин риб та інших тварин, активації низки ферментів. Іони Ca 2+ передають збудження на м'язове волокно, викликаючи його скорочення, збільшують силу серцевих скорочень, підвищують фагоцитарну функцію лейкоцитів, активують систему захисних білків крові, беруть участь у її згортанні. У клітинах майже весь Ca знаходиться у вигляді сполук з білками, нуклеїновими кислотами, фосфоліпідами, у комплексах з неорганічними фосфатами та органічними кислотами. У плазмі крові людини та вищих тварин тільки 20-40% Ca може бути пов'язане з білками. У тварин, що мають скелет, до 97-99% всього Ca використовується як будівельний матеріал: у безхребетних в основному у вигляді CaCO 3 (раковини молюсків, корали), у хребетних - у вигляді фосфатів. Багато безхребетних запасають Ca перед линянням для побудови нового скелета або для забезпечення життєвих функцій у несприятливих умовах.

Зміст Ca в крові людини та вищих тварин регулюється гормонами паращитовидної та щитовидної залоз. Найважливішу роль цих процесах грає вітамін D. Всмоктування Ca відбувається у передньому відділі тонкого кишечника. Засвоєння Ca погіршується при зниженні кислотності в кишечнику і залежить від співвідношення Ca, P та жиру в їжі. Оптимальні співвідношення Са/Р у коров'ячому молоці близько 1,3 (у картоплі 0,15, у бобах 0,13, у м'ясі 0,016). При надлишку їжі P або щавлевої кислоти всмоктування Ca погіршується. Жовчні кислоти прискорюють його всмоктування. Оптимальні співвідношення Са/жир в їжі людини 0,04-0,08 г Ca на 1 г жиру. Виділення Ca відбувається головним чином через кишківник. Ссавці в період лактації втрачають багато Ca з молоком. При порушеннях фосфорно-кальцієвого обміну у молодих тварин та дітей розвивається рахіт, у дорослих тварин – зміна складу та будови скелета (остеомаляція).

ВИЗНАЧЕННЯ

Кальцій- 20-ий елемент Періодичної таблиці. Позначення – Ca від латинського «calcium». Розташований у четвертому періоді, ІІА групі. Належить до металів. Заряд ядра дорівнює 20.

Кальцій належить до найпоширеніших у природі елементів. У земній корі його міститься приблизно 3% (мас.). Він зустрічається у вигляді численних відкладень вапняків та крейди, а також мармуру, які є природними різновидами карбонату кальцію CaCO 3 . У великих кількостях зустрічаються також гіпс CaSO 4 ×2H 2 O, фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 і, нарешті, різні силікати, що містять кальцій.

У вигляді простої речовини кальцій є ковким, досить твердим металом білого кольору (рис.1). На повітрі швидко покривається шаром оксиду, а при нагріванні згоряє яскравим червоним полум'ям. З холодною водою кальцій реагує порівняно повільно, але з гарячої води швидко витісняє водень, утворюючи гідроксид.

Мал. 1. Кальцій. Зовнішній вигляд.

Атомна та молекулярна маса кальцію

Відносна молекулярна маса речовини (M r) - це число, що показує, у скільки разів маса даної молекули більша за 1/12 маси атома вуглецю, а відносна атомна маса елемента (A r) — у скільки разів середня маса атомів хімічного елемента більша за 1/12 маси атома вуглецю.

Оскільки у вільному стані кальцій існує у вигляді одноатомних молекул Ca, значення його атомної та молекулярної мас збігаються. Вони дорівнюють 40,078.

Ізотопи кальцію

Відомо, що в природі кальцій може бути у вигляді чотирьох стабільних ізотопів 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca і 48 Ca, з явним переважанням ізотопу 40 Ca (99,97%). Їхні масові числа дорівнюють 40, 42, 43, 44, 46 і 48 відповідно. Ядро атома ізотопу кальцію 40 Ca містить двадцять протонів і двадцять нейтронів, інші ізотопи відрізняються від нього лише числом нейтронів.

Існують штучні ізотопи кальцію з масовими числами від 34 до 57, серед яких найбільш стабільним є 41 Ca з періодом напіврозпаду рівним 102 тисячі років.

Іони кальцію

На зовнішньому енергетичному рівні атома кальцію є два електрони, які є валентними:

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

Через війну хімічного взаємодії кальцій віддає свої валентні електрони, тобто. є їх донором, і перетворюється на позитивно заряджений іон:

Ca 0 -2e → Ca 2+ .

Молекула та атом кальцію

У вільному стані кальцій існує як одноатомних молекул Ca. Наведемо деякі властивості, що характеризують атом та молекулу кальцію:

Сплави кальцію

Кальцій є легуючим компонентом деяких свинцевих сплавів.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Завдання

Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі перетворення: Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → Ca(HCO 3) 2 .

Відповідь

Розчинивши кальцій у воді можна отримати каламутний розчин сполуки відомої під назвою "вапняне молоко" - гідроксиду кальцію: Ca+ 2H 2 O→ Ca(OH) 2 + H 2 . Пропустивши через розчин гідроксиду кальцію вуглекислий газ одержуємо карбонат кальцію: 2Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O. Додавши до карбонату кальцію води та продовжуючи пропускати через цю суміш вуглекислий газ отримуємо гідрокарбонат кальцію: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2 .

Кальцій- Елемент 4-го періоду та ПА-групи Періодичної системи, порядковий номер 20. Електронна формула атома [ 18 Ar]4s 2 , ступеня окислення +2 і 0. Належить до лужноземельних металів. Має низьку електронегативність (1,04), виявляє металеві (основні) властивості. Утворює (як катіон) численні солі та бінарні сполуки. Багато солі кальцію малорозчинні у воді. В природі - шостийпо хімічній поширеності елемент (третій серед металів) знаходиться у зв'язаному вигляді. Життєво важливий елемент для всіх організмів. Нестача кальцію в ґрунті поповнюється внесенням вапняних добрив (СаС03, СаО, ціанамід кальцію CaCN2 та ін.). Кальцій, катіон кальцію та його сполуки забарвлюють полум'я газового пальника у темно-оранжевий колір ( якісне виявлення).

Кальцій Са

Сріблясто-білий метал, м'який, пластичний. У вологому повітрі тьмяніє і покривається плівкою з СаО і Са(ОН) 2 .Дуже реакційноздатний; займається при нагріванні на повітрі, реагує з воднем, хлором, сіркою та графітом:

Відновлює інші метали з їх оксидів (промислово важливий метод кальційтермія):

Отриманнякальцію в промисловості:

Кальцій застосовується видалення домішок неметалів з металевих сплавів, як компонент легких і антифрикційних сплавів, виділення рідкісних металів з їх оксидів.

Оксид кальцію СаО

Основний оксид. Технічна назва негашене вапно. Білий, дуже гігроскопічний. Має іонну будову Ca 2+ O 2- . Тугоплавкий, термічно стійкий, леткий при прожарюванні. Поглинає вологу та вуглекислий газ із повітря. Енергійно реагує з водою (з високим екзо-ефектом), утворює сильно лужний розчин (можливий осад гідроксиду), процес називається гасіння вапна. Реагує з кислотами, оксидами металів та неметалів. Застосовується для синтезу інших сполук кальцію, у виробництві Са(ОН) 2 , СаС 2 та мінеральних добрив, як флюс у металургії, каталізатор в органічному синтезі, компонент в'яжучих матеріалів у будівництві.

Рівняння найважливіших реакцій:

ОтриманняСаО у промисловості- Випалення вапняку (900-1200 ° С):

СаСО3 = СаО + СО2

Гідроксид кальцію Са(ОН) 2

Основний гідроксид. Технічна назва гашене вапно. Білий, гігроскопічний. Має іонну будову Са 2+ (ОН -) 2 . Розкладається за помірного нагрівання. Поглинає вологу та вуглекислий газ із повітря. Малорозчинний у холодній воді (утворюється лужний розчин), ще менше – у киплячій воді. Прозорий розчин (вапняна вода) швидко каламутніє через випадання осаду гідроксиду (суспензію називають вапняне молоко). Якісна реакція на іон Са 2+ - Пропускання вуглекислого газу через вапняну воду з появою осаду СаС0 3 і переходом його в розчин. Реагує з кислотами та кислотними оксидами, вступає в реакції іонного обміну. Застосовується у виробництві скла, білильного вапна, вапняних мінеральних добрив, для каустифікації соди та пом'якшення прісної води, а також для приготування вапняних будівельних розчинів - тістоподібних сумішей (пісок + гашене вапно + вода), службовців сполучним матеріалом. оштукатурювання) стін та інших будівельних цілей. Затвердіння («схоплювання») таких розчинів обумовлено поглинанням вуглекислого газу з повітря.

Електронегативність 1,00 (шкала Полінга) Електродний потенціал −2,76 Ступені окислення 2 Енергія іонізації
(Перший електрон) 589,4 (6,11) кДж/моль (еВ) Термодинамічні властивості простої речовини Щільність (за н. у.) 1,55 г/см³ Температура плавлення 1112; 838,85 °C Температура кипіння 1757; 1483,85 °C Уд. теплота плавлення 9,20 кДж/моль Уд. теплота випаровування 153,6 кДж/моль Молярна теплоємність 25,9 Дж/(K·моль) Молярний обсяг 29,9 см ³/моль Кристалічні грати простої речовини Структура ґрат кубічна гранецентрована Параметри решітки 5,580 Температура Дебая 230 Інші характеристики Теплопровідність (300 K) (201) Вт/(м·К) Номер CAS 7440-70-2 Емісійний спектр

Історія та походження назви

Назва елемента походить від латів. calx (у родовому відмінку calcis) – «вапно», «м'який камінь». Воно було запропоновано англійським хіміком Гемфрі Деві, який у 1808 р. виділив металевий кальцій електролітичним методом. Деві піддав електролізу суміш вологої гашеної вапна з платиновою пластиною, яка була анодом . Катодом служив платиновий дріт, занурений у рідкий . В результаті електролізу виходила амальгама кальцію. Відігнавши з неї ртуть, Деві отримав метал, названий кальцієм.

Ізотопи

Кальцій зустрічається в природі у вигляді суміші шести ізотопів: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca і 48 Ca, серед яких найпоширеніший - 40 Ca - становить 96,97%. Ядра кальцію містять магічну кількість протонів: Z= 20. Ізотопи 40
20 Ca20
і 48
20 Ca28
є двома з п'яти існуючих у природі двічі магічних ядер.

З шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48 Ca, найважчий із шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), відчуває подвійний бета-розпад з періодом напіврозпаду (4,39 ± 0,58)⋅10 19 років.

У гірських породах та мінералах

Кальцій, що енергійно мігрує в земній корі і накопичується в різних геохімічних системах, утворює 385 мінералів (четверте місце за кількістю мінералів).

Більшість кальцію міститься у складі силікатів і алюмосилікатів різних гірських порід (граніти , гнейси тощо. п.), особливо у польовому шпаті - анортиті Ca.

Досить поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO 3 , ангідрит CaSO 4 , алебастр CaSO 4 ·0.5H 2 O і гіпс CaSO 4 ·2H 2 O, флюорит CaF 2 , апатити Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), доломіт MgCO 3 ·CaCO 3 . Присутністю солей кальцію та магнію в природній воді визначається її жорсткість.

Осадова порода, що складається в основному зі скритокристалічного кальциту - вапняк (один з його різновидів - крейда). Під впливом регіонального метаморфізму вапняк перетворюється на мармур.

Міграція у земній корі

У природній міграції кальцію істотну роль відіграє «карбонатна рівновага», пов'язана з оборотною реакцією взаємодії карбонату кальцію з водою та вуглекислим газом з утворенням розчинного гідрокарбонату:

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

(Рівновага зміщується вліво або вправо в залежності від концентрації вуглекислого газу).

Велику роль грає біогенна міграція.

У біосфері

Сполуки кальцію знаходяться практично у всіх тваринних і рослинних тканинах (див. нижче). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксіапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH, або, в іншому записі, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Са(OH) 2 - основа кісткової тканини хребетних, у тому числі людини; з карбонату кальцію CaCO 3 складаються раковини та панцирі багатьох безхребетних, яєчна шкаралупа та ін. У живих тканинах людини та тварин 1,4-2 % Са (за масовою часткою); у тілі людини масою 70 кг вміст кальцію - близько 1,7 кг (переважно у складі міжклітинної речовини кісткової тканини).

Отримання

Вільний металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl 2 (75-80 %) і KCl або CaCl 2 і CaF 2 , а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 °C 4 Ca O + 2 Al → Ca Al 2 O 4 + 3 Ca (\displaystyle (\mathsf (4CaO+2Alrightarrow CaAl_(2)O_(4)+3Ca)))

Фізичні властивості

Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях. До 443 °C стійкий α-Caз кубічними гранецентрованими гратами (параметр а= 0,558 нм), вище стійкий β-Caз кубічною об'ємно-центрованою решіткою типу α-Fe(параметр a= 0,448 нм). Стандартна ентальпія Δ H 0 (\displaystyle \Delta H^(0))переходу α → β становить 0,93 кДж/моль.

При поступовому підвищенні тиску починає виявляти властивості напівпровідника , але стає напівпровідником у сенсі цього терміну (металом теж є). При подальшому підвищенні тиску повертається в металевий стан і починає проявляти надпровідні властивості (температура надпровідності в шість разів вище, ніж у ртуті, і набагато перевершує провідність всі інші елементи). Унікальна поведінка кальцію схожа багато в чому на стронцій (тобто паралелі в періодичній системі зберігаються).

Хімічні властивості

У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca 2+ /Ca 0 −2,84 В так що кальцій активно реагує з водою, але без запалення:

Ca + 2 H 2 O → Ca (O H) 2 + H 2 .

(\displaystyle (\mathsf (Ca+2H_(2)O\rightarrow Ca(OH)_(2)+H_(2)\uparrow .))))

Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову жорсткість води. Часовою її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і осад випадає СаСО 3 . Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.

Застосування

Кальцій широко застосовується у металургії для розкислення сталі поруч із алюмінієм чи поєднані із нею. Внепічна обробка кальційсодержащими дроти займає провідне положення у зв'язку з багатофакторністю впливу кальцію на фізико-хімічний стан розплаву, макро-і мікроструктури металу, якість і властивості металопродукції і є невід'ємною частиною технології виробництва сталі. У сучасній металургії для введення в розплав кальцію використовується інжекційний дріт, що представляє собою кальцій (іноді силікокальцій або алюмокальцій) у вигляді порошку або пресованого металу в сталевій оболонці. Поряд із розкисленням (видаленням розчиненого в сталі кисню) використання кальцію дозволяє отримати сприятливі за природою, складом і формою неметалеві включення, що не руйнуються в ході подальших технологічних операцій.

Ізотоп 48 Ca - один з ефективних і вживаних матеріалів для надважких елементів і відкриття нових елементів таблиці Менделєєва. Це пов'язано з тим, що кальцій-48 є двічі магічним ядром, тому його стійкість дозволяє йому бути достатньо надлишковим для легкого ядра; при синтезі надважких ядер необхідний надлишок нейтронів.

Біологічна роль

Концентрація кальцію в крові через її важливість для великої кількості життєво важливих процесів точно регулюється, і при правильному харчуванні та достатньому споживанні знежирених молочних продуктів та вітаміну D дефіциту не виникає. Тривалий дефіцит кальцію та/або вітаміну D у дієті призводить до збільшення ризику остеопорозу, а в дитинстві викликає рахіт.

Примітки

1. Твердість по Брінеллю 200-300 МПа
2. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bievre, Manfred Groning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry . – 2013. – Vol. 85, no. 5 . - P. 1047-1078. - DOI :10.1351/PAC-REP-13-03-02.
3. Редкол.: Кнунянц І. Л. (гл. ред.).Хімічна енциклопедія: у 5 т. – Москва: Радянська енциклопедія, 1990. – Т. 2. – С. 293. – 671 с. - 100 000 екз.
4. Riley JP. та Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965.
5. Притиченко B. Systematics of Evaluated Half-lives of Double-beta Decay // Nuclear Data Sheets. - 2014. - Червень (т. 120). - С. 102-105. - ISSN 0090-3752. - DOI: 10.1016/j.nds.2014.07.018.[виправити]
6. Притиченко B. List of Adopted Double Beta (ββ) Decay Values (неопр.) . National Nuclear Data Center, Brookhaven National Laboratory. Перевірено 6 грудня 2015 року.
7. Довідник хіміка / Редкол.: Микільський Б. П. та ін - 2-ге вид., Випр. – М.-Л.: Хімія, 1966. – Т. 1. – 1072 с.
8. Газети. Ру: Елементи під тиском
9. Кальцій // Велика радянська енциклопедія: [30 т.] / гол. ред. А. М. Прохоров. - 3-тє вид. - М.: Радянська енциклопедія, 1969-1978.
10. Дюдкін Д. А., Кисиленко В. В.Вплив різних факторів на засвоєння кальцію з порошкового дроту з комплексним наповнювачем СК40 (рус.) // Електрометалургія: журнал. - 2009. - травень (№ 5). - С. 2-6.
11. Михайлов Г. Г., Чернова Л. А.Термодинамічний аналіз процесів розкислення стали кальцієм та алюмінієм (рус.) // Електрометалургія: журнал. – 2008. – Березень (№ 3). - С. 6-8.
12. Shell Model of Nucleus
13. Institute of Medicine (США) Комітети до Review Dietary Reference Intakes for Vitamin D and Calcium; Ross AC, Taylor CL, Yaktine AL, Del Valle HB, editors (2011).

У давнину люди використовували сполуки кальцію для будівництва. Здебільшого це був карбонат кальцію, що у гірських породах, чи продукт його випалення - вапно. Також використовувався мармур та гіпс. Раніше вчені вважали, що вапно, що є оксидом кальцію, - це проста речовина. Ця хибна думка існувала аж до кінця XVIII століття, поки свої припущення з приводу цієї речовини не висловив Антуан Лавуазьє.

Видобуток вапна

На початку XIX століття англійський вчений Хемпфрі Деві за допомогою електролізу відкрив кальцій у чистому вигляді. Причому отримав він амальгаму кальцію з гашеного вапна та оксиду ртуті. Потім відігнавши ртуть, він одержав металевий кальцій.

Реакція кальцію з водою проходить бурхливо, але не супроводжується спалахом. За рахунок рясного виділення водню платівка з кальцієм переміщатиметься по воді. Також утворюється речовина – гідроксид кальцію. Якщо до рідини додати фенолфталеїн, вона забарвиться в яскраво-малиновий колір - отже, Ca(OH)₂ є основою.

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂↓ + H₂

Реакція кальцію з киснем

Дуже цікава реакція Ca та O₂, проте досвід не можна виконувати в домашніх умовах, оскільки він дуже небезпечний.

Розглянемо реакцію кальцію з киснем, саме горіння цієї речовини на повітрі.

Увага! Не намагайтеся повторити цей досвід самостійно!ви знайдете безпечні досліди з хімії, які можна проводити вдома.

Як джерело кисню візьмемо нітрат калію KNO₃. Якщо кальцій зберігався в гасової рідини, перед досвідом його потрібно очистити за допомогою пальника, потримавши над полум'ям. Далі кальцій опускають у порошок KNO₃. Потім кальцій з нітратом калію потрібно помістити у полум'я пальника. Відбувається реакція розкладання нітрату калію на нітрит і кисень. Кисень, що виділяється, підпалює кальцій, і полум'я забарвлюється в червоний колір.

KNO₃ → KNO₂ + O₂

2Ca + O₂ → 2CaO

Варто зазначити, що кальцій реагує з деякими елементами тільки при нагріванні, до них відносяться: сірка, бор, азот та інші.