Відносна атомна маса кальцію. Фізичні властивості кальцію

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 укладена 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).

Головна / Лекції 1 курс / Загальна та органічна хімія / Питання 23. Кальцій / 2. Фізичні та хімічні властивості

Фізичні властивості. Кальцій – сріблясто-білий ковкий метал, що плавиться при температурі 850 град. С і кипить при 1482 град. С. Він значно твердіший за лужні метали.

Хімічні властивості. Кальцій – активний метал. Так за звичайних умов він легко взаємодіє з киснем повітря та галогенами:

2 Са + О2 = 2 СаО (оксид кальцію);

Са + Вr2 = СаВr2 (бромід кальцію).

З воднем, азотом, сіркою, фосфором, вуглецем та іншими неметалами кальцій реагує при нагріванні:

Са + Н2 = СаН2 (гідрид кальцію);

3 Са + N2 = Са3N2 (нітрид кальцію);

Са + S = СаS (сульфід кальцію);

3 Са + 2 Р = Са3Р2 (фосфід кальцію);

Са + 2 С = СаС2 (карбід кальцію).

З холодною водою кальцій взаємодіє повільно, а з гарячою – дуже енергійно:

Са + 2 Н2О = Са(ОН)2 + Н2.

Кальцій може забирати кисень або галогени від оксидів і галогенідів менш активних металів, тобто має відновлювальні властивості:

5 Са + Nb2О5 = СаО + 2 Nb;

1. Знаходження у природі
3. Отримання
4. Застосування

www.medkurs.ru

Кальцій довідник Пестициди.ru

У багатьох людей знання кальцію обмежуються лише тим, що це елемент необхідний здоров'я кісток і зубів. Де ще він міститься, навіщо він потрібний і наскільки необхідний, уявлення мають не всі. Проте, кальцій перебуває у багатьох знайомих нам сполук, як природних, і отриманих людиною. Крейда і вапно, сталактити та сталагміти печер, стародавні скам'янілості та цемент, гіпс та алебастр, молочні продукти та препарати проти остеопорозу – все це та багато іншого відрізняється високим вмістом кальцію.

Вперше даний елемент був отриманий Г. Деві в 1808, і спочатку він використовувався не особливо активно. Тим не менш, зараз цей метал п'ятий у світі з видобутку, і потреба в ньому зростає з року в рік. Основна сфера використання кальцію – отримання будівельних матеріалів та сумішей. Тим не менш, він необхідний для побудови не лише будинків, а й живих клітин. В організмі людини кальцій входить до складу скелета, уможливлює м'язові скорочення, забезпечує згортання крові, регулює активність низки травних ферментів і виконує інші, досить численні функції. Не менш важливий і для інших живих об'єктів: тварин, рослин, грибів і навіть бактерій. При цьому, потреба в кальції досить висока, що дозволяє віднести його до макроелементів.

Кальцій (Calcium), Ca - Хімічний елемент головної підгрупи II групи періодичної системи Менделєєва. Атомний номер – 20. Атомна маса – 40,08.

Кальцій – лужноземельний метал. У вільному стані ковка, досить тверда, біла. За густиною відноситься до легких металів.

Щільність – 1,54 г/см3,
Температура плавлення – +842 °C,
Температура кипіння – 1495 °C.

Кальцій має яскраво виражені металеві властивості. У всіх сполуках ступінь окиснення становить +2.

На повітрі покривається шаром оксиду, при нагріванні згоряє червоним, яскравим полум'ям. З холодною водою реагує повільно, та якщо з гарячої швидко витісняє водень і утворює гідроксид. При взаємодії з воднем утворює гідриди. При кімнатній температурі вступає у взаємодію Космосу з азотом, утворюючи нітриди. Також легко з'єднується з галогенами та сіркою, відновлює при нагріванні оксиди металів.

Кальцій входить до найпоширеніших елементів у природі. У земній корі його зміст дорівнює 3% від маси. Зустрічається у вигляді відкладів крейди, вапняків, мармуру (природний різновид карбонату кальцію CaCO3). У великій кількості зустрічаються поклади гіпсу (CaSO4 х 2h3O), фосфориту (Ca3(PO4)2 і різних кальцій силікатів, що містять.

Вода

. Солі кальцію майже завжди присутні у природній воді. З них тільки гіпс трохи в ній розчинний. При вмісті у воді діоксиду вуглецю карбонат кальцію перетворюється на розчин у вигляді гідрокарбонату Ca(HCO3)2.

Жорстка вода

. Природна вода з великою кількістю солей кальцію чи магнію називається твердою.

М'яка вода

. При малому вмісті цих солей або їх відсутності воду називають м'якою.

Ґрунти

. Як правило, ґрунти достатньою мірою забезпечені кальцієм. І оскільки кальцій міститься у більшій масі у вегетативної частини рослин, його винос з урожаєм незначний.

Втрати кальцію із ґрунту відбуваються внаслідок вимивання його опадами. Цей процес залежить від гранулометричного складу ґрунтів, кількості опадів, виду рослин, форм та доз вапна та мінеральних добрив. Залежно від зазначених факторів втрати кальцію з орного шару коливаються від декількох десятків до 200 – 400 кг/га і більше.

Вміст кальцію в різних типах ґрунтів

Підзолисті ґрунти містять 0,73 % (від сухої речовини ґрунту) кальцію.

Сірі лісові – 0,90% кальцію.

Чорноземи – 1,44% кальцію.

Сероземи – 6,04% кальцію.

У рослині кальцій знаходиться у вигляді фосфатів, сульфатів, карбонатів, у формі солей пектинової та щавлевої кислот. Майже до 65% кальцію в рослинах можна витягти водою. Решта – обробкою слабкої оцтової та соляної кислотами. Найбільше кальцію міститься в клітинах, що старіють.

Симптоми нестачі кальцію згідно:
Культура	Симптоми нестачі
Загальні симптоми	Побілення верхівкової нирки; Побілення молодого листя; Кінчики листя загнуті вниз; Краї листя закручуються вгору;
Картопля	Погано розпускається верхнє листя; Відмирає точка зростання стебла; На краях листя – світла смуга, згодом вона темніє; Краї листя закручені нагору;
Капуста білокачанна та цвітна	На листі молодих рослин хлоротична плямистість (мармуровість) або білі смужки по краях; У старих рослин листя скручується, і на них з'являються опіки; Точка зростання відмирає
	Відмирають кінцеві частки листя Квіти опадають; На плодах у вершинній частині з'являється темна пляма, яка у міру зростання плода збільшується (вершинна гнилизна томатів)
	Верхівкові бруньки відмирають; Краї молодого листя загорнуті вгору, вид рваний, згодом відмирають; Відмирають верхні частини пагонів; Пошкодження кінчиків коріння; У м'якоті плодів – коричневі плями (гірка ямчастість); Смак плодів погіршується; Знижується товарність плодів

Функції кальцію

Дія даного елемента на рослини багатостороння і, як правило, позитивна. Кальцій:

Посилює обмін речовин;
Відіграє важливу роль у русі вуглеводів;
Чинить вплив на метаморфози азотистих речовин;
Прискорює витрати запасних білків насіння під час проростання;
Грає певну роль процесі фотосинтезу;
сильний антагоніст інших катіонів, що перешкоджає їх надлишковому надходженню в тканини рослин;
Впливає на фізико-хімічні властивості протоплазми (в'язкість, проникність та інше), а отже, і на нормальний перебіг біохімічних процесів у рослині;
Сполуки кальцію з пектиновими речовинами склеюють стінки окремих клітин між собою;
Впливає активність ферментів.

Слід зазначити, що вплив сполук кальцію (повістки) на активність ферментів виражається не тільки у прямій дії, але й завдяки покращенню фізико-хімічних властивостей ґрунту та його поживного режиму. Крім того, вапнування ґрунту істотно впливає на процеси біосинтезу вітамінів.

Недолік (дефіцит) кальцію у рослинах

Нестача кальцію насамперед позначається на розвитку кореневої системи. На коренях припиняється утворення кореневих волосків. Зовнішні клітини кореня руйнуються.

Даний симптом проявляється як при нестачі кальцію, так і при порушенні врівноваженості живильного розчину, тобто переважання в ньому одновалентних катіонів натрію, калію та водню.

Крім того, наявність у ґрунтовому розчині нітратного азоту посилює надходження кальцію в тканини рослин, а аміачного – знижує.

Ознаки кальцієвого голодування очікувані за вмісту кальцію менше 20 % від ємності катіонного обміну грунту.

Симптоми. Візуально дефіцит кальцію встановлюється за такими ознаками:

У коріння рослин спостерігаються пошкоджені кінчики бурого забарвлення;
Точка зростання деформується та відмирає;
Квіти, зав'язі та бутони опадають;
Плоди ушкоджуються некрозом;
Відзначається хлоротичність листя;
Верхівкова нирка відмирає, і припиняється зростання стебла.

Високою чутливістю до наявності кальцію відрізняються капуста, люцерна, конюшина. Встановлено, що ці рослини характеризуються і підвищеною чутливістю до кислотності грунту.

Мінеральне отруєння кальцієм призводить до міжжилкового хлорозу з білуватими некротичними плямами. Вони можуть бути пофарбовані або наповнені водою концентричні кільця. Деякі рослини відгукуються надлишок кальцію зростанням листових розеток, відмиранням пагонів і опаданням листя. Ознаки на вигляд схожі з нестачею заліза і магнію.

Джерело поповнення кальцію у ґрунті – вапняні добрива. Вони поділяються на три групи:

Тверді вапняні породи;
М'які вапняні породи;
Відходи промисловості з підвищеним вмістом вапна.

Тверді вапняні породи за вмістом СаО та MgO поділяють на:

вапняки (55-56% СаО та до 0,9% MgO);
вапняки доломітизовані (42-55% СаО та до 9% MgO);
доломіти (32-30% СаО та 18-20% MgO).

Вапняки

- Основні вапняні добрива. Містять 75–100 % оксидів Са та Mg у перерахунку на СаСО3.

Доломітизований вапняк

. Містить 79–100 % діючої речовини (д. ст) у перерахунку на СаСО3. Рекомендується в сівозмінах з картоплею, бобовими, льоном, коренеплодами, а також на ґрунтах сильнопідзолених типів.

Мергель

. Містить до 25-15% СаСО3 та домішок у вигляді глини з піском до 20-40%. Чинить повільно. Рекомендований до застосування на легких ґрунтах.

Крейда

. Містить 90-100% СаСО3. Дія швидше, ніж у вапняку. Є цінним вапняним добривом у тонкорозмеленому вигляді.

Палена вапно

(СаО). Зміст СаСО3 – понад 70%. Характеризується як сильно- та швидкодіючий матеріал для вапнування.

Гашене вапно

(Са(ОН)2). Зміст СаСО3 - 35% і більше. Це також сильне та швидкодіюче вапняне добриво.

Доломітове борошно

. Зміст СаСО3 та MgCO3 – близько 100 %. По дії повільніше вапняних туфів. Зазвичай застосовується там, де потрібний магній.

Вапняні туфи

. Зміст СаСO3 – 15–96 %, домішок – до 25 % глини та піску, 0,1 % P2O5. Дія швидше, ніж у вапняку.

Дефекаційний бруд (дефекат)

. Складається із СаСО3 і Са(ОН)2. Зміст вапна на СаО - до 40%. Також є азот – 0,5 % і P2O5 – 1–2 %. Це відходи цукробурякових заводів. Рекомендується до застосування як зниження кислотності грунтів, а й у районах бурякосіяння на чорноземних грунтах.

Сланцева зола циклонів

. Сухий пилоподібний матеріал. Вміст речовини, що діє, – 60–70 %. Належить до промислових відходів.

Пил печей та цементних заводів

. Зміст СаСО3 має перевищувати 60%. Насправді застосовується у господарствах, розташованих у безпосередній близькості від цементних заводів.

Металургійні шлаки

. Використовуються в областях Уралу та Сибіру. Негігроскопічні, легко розпорошуються. Повинні містити щонайменше 80 % СаСО3, мати вологість трохи більше 2 %. Важливим є гранулометричний склад: 70 % – менше 0,25 мм, 90 % – менше 0,5 мм.

Органічні добрива. Зміст Са у перерахунку СаСО3 становить 0,32–0,40 %.

Фосфоритне борошно. Вміст кальцію - 22% за СаСО3.

Вапняні добрива застосовуються не тільки для забезпечення ґрунту та рослин кальцієм. Головна мета їх використання – вапнування ґрунтів. Це прийом хімічної меліорації. Він спрямований на нейтралізацію надлишкової кислотності ґрунтів, на покращення її агрофізичних, агрохімічних та біологічних властивостей, постачання рослин магнієм та кальцієм, мобілізацію та іммобілізацію макроелементів та мікроелементів, створення оптимальних водно-фізичних, фізичних, повітряних умов життя культурних рослин.

Ефективність вапнування ґрунтів

Одночасно із задоволенням потреб рослин у кальції як елементі мінерального харчування, вапнування призводить до множинних позитивних змін у ґрунтах.

Вплив вапнування на властивості деяких ґрунтів

Кальцій сприяє коагуляції ґрунтових колоїдів та попередження їх вимивання. Це призводить до полегшення обробітку ґрунту, поліпшення його аерації.

В результаті вапнування:

піщані гумусові ґрунти підвищують свою водопоглинаючу здатність;
на важких глинистих ґрунтах утворюються ґрунтові агрегати та комковатости, що покращують водопроникність.

Зокрема, нейтралізуються органічні кислоти та з поглинаючого комплексу витісняються Н-іони. Це призводить до усунення обмінної та зниження гідролітичної кислотності ґрунту. Одночасно спостерігається поліпшення катіонного складу ґрунтового поглинаючого комплексу, що відбувається внаслідок зміни іонів водню та алюмінію на катіони кальцію та магнію. Це підвищує рівень насиченості грунтів основами і підвищує ємність поглинання.

Вплив вапнування на постачання рослин азотом

Після проведення вапнування позитивні агрохімічні властивості ґрунту та його структури здатні зберігатися протягом кількох років. Це сприяє створенню сприятливих умов посилення корисних мікробіологічних процесів з мобілізації поживних речовин. Посилюється діяльність амоніфікаторів, нітрифікаторів, азотфіксуючих бактерій, що вільно живуть у ґрунті.

Вапнування сприяє посиленню розмноження бульбочкових бактерій та поліпшенню постачання азотом рослини-господаря. Встановлено, що на кислих ґрунтах бактеріальні добрива втрачають свою ефективність.

Вплив вапнування на постачання рослин зольними елементами

Вапнування сприяє постачанню рослини зольними елементами, оскільки посилюється активність бактерій, що розкладають органічні фосфорні сполуки ґрунту та сприяють переходу фосфатів заліза та алюмінію у доступні рослинам фосфорнокислі солі кальцію. Вапнування кислих ґрунтів посилює мікробіологічні та біохімічні процеси, що, у свою чергу, збільшує кількість нітратів, а також засвоюваних форм фосфору та калію.

Вплив вапнування на форми та доступність макроелементів та мікроелементів

Вапнування збільшує кількість кальцію, а при використанні доломітового борошна - магнію. Одночасно токсичні форми марганцю та алюмінію стають нерозчинними та переходять в осаджену форму. Доступність таких елементів, як залізо, мідь, цинк, марганець знижується. Азот, сірка, калій, кальцій, магній, фосфор та молібден стають доступнішими.

Вплив вапнування на дію фізіологічно кислих добрив

Вапнування підвищує ефективність фізіологічно кислих мінеральних добрив, особливо аміачних та калійних.

Позитивна дія фізіологічно кислих добрив без внесення вапна загасає, а згодом здатна переходити до негативного. Тож на удобрених ділянках урожаї виявляються навіть меншими, ніж на невдобрених. Комбінація вапнування із застосуванням добрив збільшує ефективність на 25–50 %.

При вапнуванні активізуються ферментативні процеси у грунті, якими побічно судять про її родючості.

Упорядник: Григорівська П.І.

Сторінка внесена: 05.12.13 00:40

Останнє оновлення: 22.05.14 16:25

Літературні джерела:

Глінка Н.Л. Загальна хімія. Підручник для вузів. Вид: Л: Хімія, 1985 р, з 731

Мінєєв В.Г. Агрохімія: Підручник. - 2-е видання, перероблене і доповнене. - М.: Видавництво МДУ, Видавництво «КолосС», 2004. - 720 с., Л. мул.: мул. – (Класичний університетський підручник).

Петров Б.А., Селіверстов Н.Ф. Мінеральне харчування рослин. Довідковий посібник для студентів та городників. Єкатеринбург, 1998. 79 с.

Енциклопедія для дітей Том 17. Хімія. / Глав. ред. В.А. Володін. - М.: Аванта +, 2000. - 640 с., Іл.

Ягодін Б.А., Жуков Ю.П., Кобзаренко В.І. Агрохімія/За редакцією Б.А. Ягодина. - М.: Колос, 2002. - 584 с.: іл (Підручники та навчальні посібники для студентів вищих навчальних закладів).

Зображення (перероблені):

20 Ca Calcium, за ліцензією CC BY

Calcium deficiency in wheat, CIMMYT, за ліцензією CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Кальцій та його роль для людства - Хімія

Кальцій та його роль для людства

Вступ

Знаходження у природі

Отримання

Фізичні властивості

Хімічні властивості

Застосування сполук кальцію

Біологічна роль

Висновок

Список літератури

Вступ

Кальцій - елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 20. Позначається символом Ca (лат. Calcium). Проста речовина кальцій (CAS-номер: 7440-70-2) – м'який, хімічно активний лужноземельний метал сріблясто-білого кольору.

Незважаючи на повсюдну поширеність елемента №20, навіть хіміки не всі бачили елементарний кальцій. Адже цей метал і зовні і за поведінкою зовсім несхожий на лужні метали, спілкування з якими загрожує небезпекою пожеж і опіків. Його можна спокійно зберігати на повітрі, він не спалахує від води. Механічні властивості елементарного кальцію не роблять його «білою вороною» в сім'ї металів: за міцністю та твердістю кальцій перевершує багато з них; його можна обточувати на токарному верстаті, витягувати у дріт, кувати, пресувати.

І все-таки як конструкційний матеріал елементарний кальцій майже не застосовується. Для цього він надто активний. Кальцій легко реагує із киснем, сіркою, галогенами. Навіть із азотом і воднем за певних умов він входить у реакції. Середовище оксидів вуглецю, інертне для більшості металів, для кальцію - агресивне. Він згоряє в атмосфері CO та CO2.

Історія та походження назви

Назва елемента походить від латів. calx (у родовому відмінку calcis) - "вапно", "м'який камінь". Воно було запропоновано англійським хіміком Хемфрі Деві, який у 1808 р. виділив металевий кальцій електролітичним методом. Деві піддав електролізу суміш вологого гашеного вапна з оксидом ртуті HgO на платиновій пластині, яка була анодом. Катодом служив платиновий дріт, занурений у рідку ртуть. В результаті електролізу виходила амальгама кальцію. Відігнавши з неї ртуть, Деві отримав метал, названий кальцієм.

Сполуки кальцію - вапняк, мармур, гіпс (а також вапно - продукт випалу вапняку) застосовувалися в будівельній справі вже кілька тисячоліть тому. До кінця XVIII століття хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 році А. Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія, барит, глинозем і кремнезем - складні речовини.

Знаходження у природі

Через високу хімічну активність кальцій у вільному вигляді у природі не зустрічається.

Перед кальцію припадає 3,38 % маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію і заліза).

Ізотопи. Кальцій зустрічається у природі як суміші шести ізотопів: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca і 48Ca, серед яких найпоширеніший - 40Ca - становить 96,97 %.

Із шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48Ca, найважчий із шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), як було нещодавно виявлено, відчуває подвійний бета-розпад з періодом напіврозпаду 5,3-1019 років.

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

У вигляді осадових порід сполуки кальцію представлені крейдою та вапняками, що складаються переважно з мінералу кальциту (CaCO3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається у природі набагато рідше.

Досить поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO3, ангідрит CaSO4, алебастр CaSO4·0.5h3O і гіпс CaSO4·2h3O, флюорит CaF2, апатити Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломіт MgCO3·CaCO3. Присутністю солей кальцію та магнію у природній воді визначається її жорсткість.

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

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:

СаСО3 + h3O + CO2 - Са (НСО3)2 - Ca2+ + 2HCO3-

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

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 Ca5(PO4)3OH, або, в іншому записі, 3Ca3(PO4)2·Са(OH)2 - основа кісткової тканини хребетних, у тому числі людини; з карбонату кальцію CaCO3 складаються раковини та панцирі багатьох безхребетних, яєчна шкаралупа та ін. У живих тканинах людини та тварин 1,4-2 % Са (за масовою часткою); в 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 CaCl2 (75-80 %) і KCl або CaCl2 і CaF2, а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 °C:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Фізичні властивості

Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях. До 443 °C стійкий ?-Ca з кубічною гранецентрованою решіткою (параметр а = 0,558 нм), вище стійкий ?-Ca з кубічною об'ємно-центрованою решіткою типу ?-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартна ентальпія?H0 переходу? >? становить 0,93 кДж/моль.

Хімічні властивості

Кальцій - типовий лужноземельний метал. Хімічна активність кальцію висока, але нижче, ніж решти лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з киснем, вуглекислим газом і вологою повітря, через що поверхня металевого кальцію зазвичай тьмяно сіра, тому в лабораторії кальцій зазвичай зберігають, як і інші лужноземельні метали, у щільно закритій банці під шаром гасу або рідкого парафіну.

У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca2+/Ca0 ?2,84, так що кальцій активно реагує з водою, але без запалення:

Ca + 2Н2О = Ca(ОН)2 + Н2^ + Q.

З активними неметалами (киснем, хлором, бромом) кальцій реагує за звичайних умов:

2Са + О2 = 2СаО, Са + Br2 = CaBr2.

При нагріванні на повітрі чи кисні кальцій запалюється. З менш активними неметалами (воднем, бором, вуглецем, кремнієм, азотом, фосфором та іншими) кальцій вступає у взаємодію при нагріванні, наприклад:

Са + Н2 = СаН2, Ca + 6B = CaB6,

3Ca + N2 = Ca3N2, Са + 2С = СаС2,

3Са + 2Р = Са3Р2 (

фосфід кальцію), відомі також фосфіди кальцію складів СаР та СаР5;

2Ca + Si = Ca2Si

(Силіцид кальцію), відомі також силіциди кальцію складів CaSi, Ca3Si4 і CaSi2.

Перебіг зазначених вище реакцій, зазвичай, супроводжується виділенням великої кількості теплоти (тобто ці реакції - екзотермічні). У всіх з'єднаннях з неметалами ступінь окиснення кальцію +2. Більшість сполук кальцію з неметалами легко розкладається водою, наприклад:

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2^,

Ca3N2 + 3Н2О = 3Са(ОН)2 + 2Nh4^.

Іон Ca2+ безбарвний. При внесенні в полум'я розчинних солей кальцію полум'я забарвлюється цегляно-червоний колір.

Такі солі кальцію, як хлорид CaCl2, бромід CaBr2, йодид CaI2 і нітрат Ca(NO3)2, добре розчиняються у воді. Нерозчинні у воді фторид CaF2, карбонат CaCO3, сульфат CaSO4, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 та деякі інші.

Важливе значення має та обставина, що, на відміну від карбонату кальцію СаСО3, кислий карбонат кальцію (гідрокарбонат) Са(НСО3)2 у воді розчинний. У природі це призводить до таких процесів. Коли холодна дощова або річкова вода, насичена вуглекислим газом, проникає під землю та потрапляє на вапняки, то спостерігається їх розчинення:

СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2.

У тих же місцях, де вода, насичена гідрокарбонатом кальцію, виходить на поверхню землі та нагрівається сонячним промінням, протікає зворотна реакція:

Са(НСО3)2 = СаСО3 + СО2^ + Н2О.

Так у природі відбувається перенесення великих мас речовин. В результаті під землею можуть утворитися величезні провали, а в печерах утворюються гарні кам'яні «бурульки» - сталактити та сталагміти.

Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову твердість води. Тимчасової її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і осад випадає СаСО3. Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.

Застосування металевого кальцію

Головне застосування металевого кальцію - це використання його як відновлювача при отриманні металів, особливо нікелю, міді та нержавіючої сталі. Кальцій і його гідрид використовуються також для отримання металів, що важко відновлюються, таких, як хром, торій і уран. Сплави кальцію зі свинцем знаходять застосування в акумуляторних батареях та підшипникових сплавах. Кальцієві гранули також використовуються для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів.

Металотермія

Чистий металевий кальцій широко застосовується у металотермії при отриманні рідкісних металів.

Легування сплавів

Чистий кальцій застосовується для легування свинцю, що йде на виготовлення акумуляторних пластин, стартерних свинцево-кислотних акумуляторів з малим саморозрядом. Також металевий кальцій йде на виробництво якісних кальцієвих бабітів БКА.

Ядерний синтез

Застосування сполук кальцію

гідрид кальцію. Нагріванням кальцію в атмосфері водню отримують Cah3 (гідрид кальцію), що використовується в металургії (металотермії) та при отриманні водню в польових умовах.

Оптичні та лазерні матеріали. Фторид кальцію (флюорит) застосовується у вигляді монокристалів в оптиці (астрономічні об'єктиви, лінзи, призми) та як лазерний матеріал. Вольфрамат кальцію (шееліт) у вигляді монокристалів застосовується в лазерній техніці, а також як сцинтилятор.

Карбід кальцію. Карбід кальцію CaC2 широко застосовується для одержання ацетилену та для відновлення металів, а також при отриманні ціанаміду кальцію (нагріванням карбіду кальцію в азоті при 1200 °C, реакція йде екзотермічно, проводиться в ціанамідних печах).

Хімічні джерела струму Кальцій, а також його сплави з алюмінієм та магнієм використовуються в резервних теплових електричних батареях як анод (наприклад кальцій-хроматний елемент). Хромат кальцію використовується в таких батареях як катод. Особливість таких батарей - надзвичайно довгий термін зберігання (десятиліття) у придатному стані, можливість експлуатації в будь-яких умовах (космос, високі тиски), велика питома енергія за вагою та обсягом. Нестача у недовгому терміні дії. Такі батареї використовуються там, де необхідно на короткий термін створити колосальну електричну потужність (балістичні ракети, деякі космічні апарати тощо).

Вогнетривкі матеріали. Оксид кальцію, як у вільному вигляді, так і у складі керамічних сумішей, застосовується у виробництві вогнетривких матеріалів.

Лікарські засоби. Сполуки кальцію широко застосовують як антигістамінний засіб.

Хлорид кальцію

Глюконат кальцію

Гліцерофосфат кальцію

Крім того, сполуки кальцію вводять до складу препаратів для профілактики остеопорозу, вітамінні комплекси для вагітних і літніх.

Біологічна роль

Кальцій – поширений макроелемент в організмі рослин, тварин та людини. В організмі людини та інших хребетних більша його частина міститься в скелеті та зубах у вигляді фосфатів. З різних форм карбонату кальцію (повістки) складаються скелети більшості груп безхребетних (губки, коралові поліпи, молюски та ін.). Іони кальцію беруть участь у процесах зсідання крові, а також у забезпеченні постійного осмотичного тиску крові. Іони кальцію також служать одним з універсальних вторинних посередників і регулюють різні внутрішньоклітинні процеси - м'язове скорочення, екзоцитоз, в тому числі секрецію гормонів і нейромедіаторів та ін. Концентрація кальцію в цитоплазмі клітин людини становить близько 10?7 моль, в міжклітинних рідинах ?3 моль.

Потреба кальцію залежить від віку. Для дорослих необхідна денна норма становить від 800 до 1000 міліграмів (мг), а для дітей – від 600 до 900 мг, що для дітей дуже важливо через інтенсивне зростання кістяка. Велика частина кальцію, що надходить в організм людини з їжею, міститься в молочних продуктах, кальцій, що залишився, припадає на м'ясо, рибу, і деякі рослинні продукти (особливо багато містять бобові). Всмоктування відбувається як у товстому, так і тонкому кишечнику та полегшується кислим середовищем, вітаміном Д та вітаміном С, лактозою, ненасиченими жирними кислотами. Немаловажна роль магнію в кальцієвому обміні, при його нестачі кальцій «вимивається» з кісток і осаджується в нирках (ниркові камені) та м'язах.

Засвоєнню кальцію перешкоджають аспірин, щавлева кислота, похідні естрогенів. З'єднуючись із щавлевою кислотою, кальцій дає нерозчинні у воді сполуки, які є компонентами каменів у нирках.

Вміст кальцію в крові через велику кількість пов'язаних з ним процесів точно регулюється, і при правильному харчуванні дефіциту не виникає. Тривала відсутність у раціоні може спричинити судоми, біль у суглобах, сонливість, дефекти росту, а також запори. Глибокіший дефіцит призводить до постійних м'язових судом та остеопорозу. Зловживання кавою та алкоголем можуть бути причинами дефіциту кальцію, оскільки частина його виводиться із сечею.

Надлишкові дози кальцію і вітаміну Д можуть викликати гіперкальцемію, після якої слідує інтенсивна кальцифікація кісток і тканин (в основному зачіпає сечовидільну систему). Тривалий надлишок порушує функціонування м'язових та нервових тканин, збільшує згортання крові та зменшує засвоюваність цинку клітинами кісткової тканини. Максимальна добова доза становить для дорослого від 1500 до 1800 міліграм.

Продукти Кальцій, мг/100 г

Кунжут 783

Кропива 713

Просвірник лісовий 505

Подорожник великий 412

Галінсога 372

Сардини в олії 330

Будра плющеподібна 289

Шипшина собача 257

Мигдаль 252

Подорожник ланцетоліст. 248

Лісовий горіх 226

Амарант насіння 214

Крес-салат 214

Соя боби сухі 201

Діти до 3 років – 600 мг.

Діти від 4 до 10 років – 800 мг.

Діти від 10 до 13 років – 1000 мг.

Підлітки від 13 до 16 років – 1200 мг.

Молодь від 16 і більше - 1000 мг.

Дорослі від 25 до 50 років – від 800 до 1200 мг.

Вагітні та годуючі грудьми жінки - від 1500 до 2000 мг.

Висновок

Кальцій - одне із найпоширеніших елементів Землі. У природі його дуже багато: із солей кальцію утворені гірські масиви та глинисті породи, він є в морській та річковій воді, входить до складу рослинних та тваринних організмів.

Кальцій постійно оточує городян: майже всі основні будматеріали – бетон, скло, цегла, цемент, вапно – містять цей елемент у значних кількостях.

Природно, що, маючи такі хімічні властивості, кальцій не може перебувати в природі у вільному стані. Натомість сполуки кальцію – і природні та штучні – набули першочергового значення.

Список літератури

1. Редкол.: Кнунянц І. Л. (гл. ред.) Хімічна енциклопедія: в 5 т. - Москва: Радянська енциклопедія, 1990. - Т. 2. - С. 293. - 671 с

2. Доронін. Н. А. Кальцій, Держхіміздат, 1962. 191 стор з іл.

3. Доценко ВА. - лікувально-профілактичне харчування. - Зап. харчування, 2001 - N1-с.21-25

4. Bilezikian J. P. Calcium and bone metabolism // In: K. L. Becker, ed.

www.e-ng.ru

Світ науки

Кальцій – металевий елемент головної підгрупи ІІ групи 4 періоду періодичної системи хімічних елементів. Він належить до сімейства лужноземельних металів. На зовнішньому енергетичному рівні атома кальцію міститься 2 спарені s-електрони.

Які він здатний енергійно віддавати за хімічних взаємодій. Таким чином, Кальцій є відновником і у своїх сполуках має ступінь окислення +2. У природі кальцій зустрічається лише у вигляді солей. Масова частка кальцію в земній корі – 3,6%. Основним природним мінералом кальцію є кальцит CaCO3 та його різновиди - вапняк, крейда, мармур. Існують і живі організми (наприклад, корали), кістяк яких складається з кальцію карбонату. Також важливими мінералами кальцію є доломіт CaCO3 MgCO3, флюорит CaF2, гіпс CaSO4 2h3O, апатит, польовий шпат і т.д. Кальцій відіграє важливу роль у життєдіяльності живих організмів. Масова частка кальцію в організмі людини становить 1,4-2%. Він входить до складу зубів, кісток, інших тканин та органів, бере участь у процесі згортання крові, збуджує серцеву діяльність. Щоб забезпечити організм достатньою кількістю кальцію, слід обов'язково споживати молоко та молочні продукти, зелені овочі, рибу. Проста речовина кальцій – це типовий метал сріблясто-білого кольору. Він досить твердий, пластичний, має щільність 1,54 г/см3 та температуру плавлення 842? Хімічно кальцій дуже активний. За звичайних умов він легко взаємодіє з киснем та вологою повітря, тому його зберігають у герметично закритих судинах. При нагріванні на повітрі кальцій спалахує і утворює оксид: 2Ca + O2 = 2CaO. З хлором і бромом кальцій реагує при нагріванні, а з фтором - навіть на холоді. Продуктами цих реакцій відповідні галогеніди, наприклад: Са + Сl2 = CaСl2. При нагріванні кальцію з сіркою утворюється кальцій сульфід: Ca + S = CaS. Кальцій може реагувати і з іншими неметалами. : Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3.Металевий кальцій широко використовується. Його використовують як розкисник при виготовленні сталей та сплавів, як відновник для одержання деяких тугоплавких металів.

Кальцій одержують електролізом розплаву хлориду кальцію. Таким чином кальцій був вперше отриманий в 1808 Хемфрі Деві.

worldofscience.ru

Уфімський Державний Нафтовий Технічний Університет

Кафедра «Загальна та аналітична хімія»

на тему: Елемент кальцій. Властивості, отримання, застосування»

Підготував студент гурту БТС-11-01 Прокаєв Г.Л.

Доцент Красько С.О.

Вступ

Історія та походження назви

Знаходження у природі

Отримання

Фізичні властивості

Хімічні властивості

Застосування металевого кальцію

Застосування сполук кальцію

Біологічна роль

Висновок

Список літератури

Вступ

Кальцій називається лужноземельним металом, його відносять до S-елементів. На зовнішньому електронному рівні кальцій має два електрони, тому він дає сполуки: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 і т.д. Кальцій відноситься до типових металів - він має велику спорідненість до кисню, відновлює майже всі метали з їх оксидів, утворює досить сильну основу Ca(OH)2.

Як конструкційний матеріал елементарний кальцій майже не застосовується. Для цього він надто активний. Кальцій легко реагує із киснем, сіркою, галогенами. Навіть із азотом і воднем за певних умов він входить у реакції. Середовище оксидів вуглецю, інертне для більшості металів, для кальцію - агресивне. Він згоряє в атмосфері CO та CO2.

Історія та походження назви

Сполуки кальцію – вапняк, мармур, гіпс (а також вапно – продукт випалу вапняку) застосовувалися у будівельній справі вже кілька тисячоліть тому. До кінця XVIII століття хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 році А. Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія, барит, глинозем і кремнезем - речовини складні.

Знаходження у природі

Через високу хімічну активність кальцій у вільному вигляді у природі не зустрічається.

Перед кальцію припадає 3,38 % маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію і заліза).

Ізотопи. Кальцій зустрічається у природі у вигляді суміші шести ізотопів: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca та 48Ca, серед яких найпоширеніший – 40Ca – становить 96,97 %.

Досить поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO3, ангідрит CaSO4, алебастр CaSO4·0.5H2O і гіпс CaSO4·2H2O, флюорит CaF2, апатити Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломіт MgCO3·CaCO3. Присутністю солей кальцію та магнію у природній воді визначається її жорсткість.

СаСО3 + H2O + CO2 ↔ Са (НСО3)2 ↔ Ca2+ + 2HCO3ˉ

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

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 Ca5(PO4)3OH, або, в іншому записі, 3Ca3(PO4)2·Са(OH)2 - основа кісткової тканини хребетних, у тому числі людини; з карбонату кальцію CaCO3 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

CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Розроблено також спосіб одержання кальцію термічною дисоціацією карбіду кальцію CaC2

Фізичні властивості

Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях. До 443°C стійкий α -Ca з кубічними гратами, вище стійкий β-Ca з кубічною об'ємно-центрованою решіткою типу α -Fe. Стандартна ентальпія ΔH0 переходу α → β становить 0,93 кДж/моль.

Кальцій – легкий метал (d=1,55), сріблясто-білого кольору. Він твердіший і плавиться при вищій температурі (851 °С) в порівнянні з натрієм, який розташований поруч з ним у періодичній системі. Це пояснюється тим, що на один іон кальцію в металі припадає два електрони. Тому хімічний зв'язок між іонами та електронним газом у нього міцніший, ніж у натрію. За хімічних реакцій валентні електрони кальцію переходять до атомів інших елементів. При цьому утворюються двозарядні іони.

Хімічні властивості

Кальцій – типовий лужноземельний метал. Хімічна активність кальцію висока, але нижче, ніж решти лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з киснем, вуглекислим газом і вологою повітря, через що поверхня металевого кальцію зазвичай тьмяно сіра, тому в лабораторії кальцій зазвичай зберігають, як і інші лужноземельні метали, у щільно закритій банці під шаром гасу або рідкого парафіну.

У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca2+/Ca0 −2,84, так що кальцій активно реагує з водою, але без запалення:

2Н2О = Ca(ОН)2 + Н2 + Q.

З активними неметалами (киснем, хлором, бромом) кальцій реагує за звичайних умов:

Са + О2 = 2СаО, Са + Br2 = CaBr2.

Са + Н2 = СаН2, Ca + 6B = CaB6,

Ca + N2 = Ca3N2, Са + 2С = СаС2,

Са + 2Р = Са3Р2 (фосфід кальцію),

відомі також фосфіди кальцію складів СаР та СаР5;

Ca + Si = Ca2Si (силіцид кальцію),

відомі також силіциди кальцію складів CaSi, Ca3Si4 та CaSi2.

CaH2+ 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2,N2 + 3Н2О = 3Са(ОН)2 + 2NH3.

Важливе значення має та обставина, що, на відміну від карбонату кальцію СаСО3, кислий карбонат кальцію (гідрокарбонат) Са(НСО3) 2 у воді розчинний. У природі це призводить до таких процесів. Коли холодна дощова або річкова вода, насичена вуглекислим газом, проникає під землю та потрапляє на вапняки, то спостерігається їх розчинення:

СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2.

Са(НСО3)2 = СаСО3 + СО2 + Н2О.

Так у природі відбувається перенесення великих мас речовин. В результаті під землею можуть утворитися величезні провали, а в печерах утворюються гарні кам'яні бурульки - сталактити та сталагміти.

кальцій металевий хімічний фізичний

Головне застосування металевого кальцію – це використання його як відновника при отриманні металів, особливо нікелю, міді та нержавіючої сталі. Кальцій і його гідрид використовуються також для отримання металів, що важко відновлюються, таких, як хром, торій і уран. Сплави кальцію зі свинцем знаходять застосування в акумуляторних батареях та підшипникових сплавах. Кальцієві гранули також використовуються для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів. Розчинні солі кальцію та магнію зумовлюють загальну жорсткість води. Якщо вони є у воді в невеликих кількостях, то вода називається м'якою. При великому вмісті цих солей вода вважається твердою. Жорсткість усувається при кип'ятінні, для повного усунення воду іноді переганяють.

Металотермія

Чистий металевий кальцій широко застосовується у металотермії при отриманні рідкісних металів.

Легування сплавів

Ядерний синтез

Застосування сполук кальцію

гідрид кальцію. Нагріванням кальцію в атмосфері водню отримують CaH2 (гідрид кальцію), що використовується в металургії (металотермії) та при отриманні водню в польових умовах.

Оптичні та лазерні матеріали. Фторид кальцію (флюорит) застосовується як монокристалів в оптиці (астрономічні об'єктиви, лінзи, призми) і як лазерний матеріал. Вольфрамат кальцію (шееліт) у вигляді монокристалів застосовується в лазерній техніці, а також як сцинтилятор.

Хімічні джерела струму Кальцій, а також його сплави з алюмінієм та магнієм використовуються в резервних теплових електричних батареях як анод (наприклад кальцій-хроматний елемент). Хромат кальцію використовується в таких батареях як катод. Особливість таких батарей - надзвичайно довгий термін зберігання (десятиліття) у придатному стані, можливість експлуатації в будь-яких умовах (космос, високий тиск), велика питома енергія за вагою та обсягом. Нестача у недовгому терміні дії. Такі батареї використовуються там, де необхідно на короткий термін створити колосальну електричну потужність (балістичні ракети, деякі космічні апарати тощо).

Лікарські засоби. У медицині препаратів Са усуває порушення, пов'язані з нестачею іонів Са в організмі (при тетанії, спазмофілії, рахіті). Препарати Са знижують підвищену чутливість до алергенів та використовуються для лікування алергічних захворювань (сироваткова хвороба, сонна лихоманка та ін.). Препарати Са зменшують підвищену проникність судин та мають протизапальну дію. Їх застосовують при геморагічному васкуліті, променевій хворобі, запальних процесах (пневманія, плеврит та ін.) та деяких шкірних захворюваннях. Призначають як кровоспинний засіб, для покращення діяльності серцевого м'яза та посилення дії препаратів наперстянки, як протиотрути при отруєнні солями магнію. Разом з іншими засобами препарати Са застосовують для стимулювання родової діяльності. Хлористий Са вводять через рот і внутрішньовенно.

До препаратів Са відносяться також гіпс (СаSO4), що застосовується в хірургії для гіпсових пов'язок, і крейда (СаСО3), що призначається внутрішньо при підвищеній кислотності шлункового соку і для приготування зубного порошку.

Біологічна роль

Кальцій – поширений макроелемент в організмі рослин, тварин та людини. В організмі людини та інших хребетних більша його частина міститься в скелеті та зубах у вигляді фосфатів. З різних форм карбонату кальцію (повістки) складаються скелети більшості груп безхребетних (губки, коралові поліпи, молюски та ін.). Іони кальцію беруть участь у процесах зсідання крові, а також у забезпеченні постійного осмотичного тиску крові. Іони кальцію також служать одним з універсальних вторинних посередників і регулюють різні внутрішньоклітинні процеси - м'язове скорочення, екзоцитоз, в тому числі секрецію гормонів і нейромедіаторів та ін. Концентрація кальцію в цитоплазмі клітин людини становить близько 10-7 моль, в міжклітинних рідинах 3 моль.

Велика частина кальцію, що надходить в організм людини з їжею, міститься в молочних продуктах, кальцій, що залишився, припадає на м'ясо, рибу, і деякі рослинні продукти (особливо багато містять бобові). Всмоктування відбувається як у товстому, так і тонкому кишечнику та полегшується кислим середовищем, вітаміном Д та вітаміном С, лактозою, ненасиченими жирними кислотами. Немаловажна роль магнію в кальцієвому обміні, при його нестачі кальцій «вимивається» з кісток і осаджується в нирках (ниркові камені) та м'язах.

Продукти Кальцій, мг/100 г

Кунжут 783

Кропива 713

Подорожник великий 412

Сардини в олії 330

Будра плющеподібна 289

Шипшина собача 257

Мигдаль 252

Подорожник ланцетоліст. 248

Лісовий горіх 226

Крес-салат 214

Соя боби сухі 201

Діти до 3 років – 600 мг.

Діти віком від 4 до 10 років – 800 мг.

Діти віком від 10 до 13 років – 1000 мг.

Підлітки від 13 до 16 років – 1200 мг.

Молодь від 16 і старше – 1000 мг.

Дорослі від 25 до 50 років – від 800 до 1200 мг.

Вагітні та годуючі грудьми жінки – від 1500 до 2000 мг.

Висновок

Список літератури

1.Редкол.: Кнунянц І. Л. (гл. ред.) Хімічна енциклопедія: в 5 т. - Москва: Радянська енциклопедія, 1990. - Т. 2. - С. 293. - 671 с

2.Доронін. Н. А. Кальцій, Держхіміздат, 1962. 191 стор з іл.

.Доценко В.О. - лікувально-профілактичне харчування. - Зап. харчування, 2001 - N1-с.21-25

4.Bilezikian J. P. Calcium and bone metabolism // In: K. L. Becker, ed.

5.М.Х. Карапет'янц, С.І. Дракін - Загальна та неорганічна хімія, 2000. 592 стор з іл.

Кальцій - елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 20. Позначається символом Ca (лат. Calcium). Проста речовина кальцій – м'який, хімічно активний лужноземельний метал сріблясто-білого кольору.

Кальцій у навколишньому середовищі

У природі його дуже багато: із солей кальцію утворені гірські масиви та глинисті породи, він є в морській та річковій воді, входить до складу рослинних та тваринних організмів. Перед кальцію припадає 3,38 % маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію і заліза).

Ізотопи кальцію

Кальцій зустрічається у природі у вигляді суміші шести ізотопів: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca та 48 Ca, серед яких найпоширеніший – 40 Ca – становить 96,97 %.

Із шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48 Ca, найважчий з шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), як було нещодавно виявлено, відчуває подвійний розпад бета з періодом напіврозпаду 5,3×10 19 років.

Вміст кальцію в гірських породах та мінералах

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

У вигляді осадових порід сполуки кальцію представлені крейдою та вапняками, що складаються переважно з мінералу кальциту (CaCO 3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається у природі набагато рідше.

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 у природній воді визначається її жорсткість.

Міграція кальцію 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:

СаСО 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Са (НСО 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -

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

Велику роль грає біогенна міграція.

Вміст кальцію у біосфері

З'єднання кальцію знаходяться практично у всіх тварин 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 кальцію

Кальцій вперше отримано Деві у 1808 р. за допомогою електролізу. Але, як і інші лужні та лужноземельні метали, елемент №20 не можна отримати електролізом із водних розчинів. Кальцій отримують при електроліз його розплавлених солей.

Це складний та енергоємний процес. В електролізер розплавляють хлорид кальцію з добавками інших солей (вони потрібні для того, щоб знизити температуру плавлення СаСl 2).

Сталевий катод стосується тільки поверхні електроліту; кальцій, що виділяється, прилипає і застигає на ньому. У міру виділення кальцію катод поступово піднімають і зрештою отримують кальцієву «штангу» довжиною 50...60 см. Тоді її виймають, відбивають від сталевого катода і починають процес спочатку. «Методом торкання» одержують кальцій сильно забруднений хлористим кальцієм, залізом, алюмінієм, натрієм. Очищають його переплавленням в атмосфері аргону.

Якщо сталевий катод замінити катодом із металу, здатного сплавлятися з кальцієм, то при електролізі буде виходити відповідний сплав. Залежно від призначення його можна використовувати як сплав, або відгоном у вакуумі отримати чистий кальцій. Так отримують сплави кальцію з цинком, свинцем та міддю.

Інший метод отримання кальцію – металотермічний – був теоретично обґрунтований ще 1865 р. відомим російським хіміком Н.М. Бекетова. Кальцій відновлюють алюмінієм при тиску всього 0,01 мм ртутного стовпа. Температура процесу 1100...1200°C. Кальцій виходить при цьому у вигляді пари, яку потім конденсують.

В останні роки розроблено ще один спосіб одержання елемента. Він заснований на термічній дисоціації карбіду кальцію: розпечений у вакуумі до 1750°C карбід розкладається з утворенням парів кальцію та твердого графіту.

Фізичні властивості кальцію

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

При поступовому підвищенні тиску починає виявляти властивості напівпровідника, не 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.

Незважаючи на повсюдну поширеність елемента, навіть хіміки не всі бачили елементарний кальцій. Адже цей метал і зовні і за поведінкою зовсім несхожий на лужні метали, спілкування з якими загрожує небезпекою пожеж і опіків. Його можна спокійно зберігати на повітрі, він не спалахує від води. Механічні властивості елементарного кальцію не роблять його «білою вороною» в сім'ї металів: за міцністю та твердістю кальцій перевершує багато з них; його можна обточувати на токарному верстаті, витягувати у дріт, кувати, пресувати.

І все-таки як конструкційний матеріал елементарний кальцій майже не застосовується. Для цього він надто активний. Кальцій легко реагує із киснем, сіркою, галогенами. Навіть із азотом і воднем за певних умов він входить у реакції. Середовище оксидів вуглецю, інертне для більшості металів, для кальцію – агресивне. Він згоряє в атмосфері CO та CO 2 .

Хімічні властивості кальцію

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

Ca + 2Н 2 О = Ca(ОН) 2 + Н 2 + Q.

З активними неметалами (киснем, хлором, бромом) кальцій реагує за звичайних умов:

2Са + О2 = 2СаО, Са + Br2 = CaBr2.

Са + Н 2 = СаН 2, Ca + 6B = CaB 6

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 Са + 2С = СаС 2

3Са + 2Р = Са 3 Р 2 (фосфід кальцію), відомі також фосфіди кальцію складів СаР і СаР 5;

2Ca + Si = Ca 2 Si (силіцид кальцію), відомі також силіциди кальцію складів CaSi, Ca 3 Si 4 і CaSi 2 .

СаН 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2

Ca 3 N 2 + 3Н 2 О = 3Са(ОН) 2 + 2NH 3 .

Іон Ca 2+ безбарвний. При внесенні в полум'я розчинних солей кальцію полум'я забарвлюється цегляно-червоний колір.

Такі солі кальцію, як хлорид CaCl 2 , бромід CaBr 2 , іодид CaI 2 і нітрат Ca(NO 3) 2 добре розчинні у воді. Нерозчинні у воді фторид CaF 2 карбонат CaCO 3 сульфат CaSO 4 ортофосфат Ca 3 (PO 4) 2 оксалат СаС 2 Про 4 і деякі інші.

Важливе значення має та обставина, що, на відміну від карбонату кальцію СаСО 3 кислий карбонат кальцію (гідрокарбонат) Са(НСО 3) 2 у воді розчинний. У природі це призводить до таких процесів. Коли холодна дощова або річкова вода, насичена вуглекислим газом, проникає під землю та потрапляє на вапняки, то спостерігається їх розчинення:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 .

Са(НСО 3) 2 = СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О.

Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову твердість води. Тимчасової 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 кальцію

До останнього часу металевий кальцій майже не знаходив застосування. США, наприклад, до Другої світової війни споживали на рік лише 10...25 т кальцію, Німеччина – 5...10 т. Але для розвитку нових галузей техніки потрібні багато рідкісних і тугоплавких металів. З'ясувалося, що кальції – дуже зручний та активний відновник багатьох з них, і елемент стали застосовувати при отриманні торію, ванадію, цирконію, берилію, ніобію, урану, танталу та інших тугоплавких металів. Чистий металевий кальцій широко застосовується у металотермії при отриманні рідкісних металів.

Застосування металевого кальцію

Природна крейда у вигляді порошку входить до складу для полірування металів. Але чистити зуби порошком з природної крейди не можна, оскільки він містить залишки раковин і панцирів дрібних тварин, які мають підвищену твердість і руйнують зубну емаль.

Використаннякальціюу ядерному синтезі

Ізотоп 48 Ca - найбільш ефективний та вживаний матеріал для виробництва надважких елементів та відкриття нових елементів таблиці Менделєєва. Наприклад, у разі використання іонів 48 Ca для отримання надважких елементів на прискорювачах ядра цих елементів утворюються в сотні та тисячі разів ефективніше, ніж при використанні інших «снарядів» (іонів). Радіоактивний кальцій широко використовують у біології та медицині як ізотопний індикатор при вивченні процесів мінерального обміну в живому організмі. З його допомогою встановлено, що в організмі відбувається безперервний обмін іонами кальцію між плазмою, м'якими тканинами та навіть кістковою тканиною. Велику роль відіграв 45 Са також щодо обмінних процесів, що відбуваються в грунтах, і при дослідженні процесів засвоєння кальцію рослинами. За допомогою цього ж ізотопу вдалося виявити джерела забруднення сталі та надчистого заліза сполуками кальцію в процесі виплавки.

Здатність кальцію зв'язувати кисень і азот дозволила застосувати його для очищення інертних газів і як геттер (Геттер - речовина, що служить для поглинання газів і створення глибокого вакууму в електронних приладах) у вакуумній радіоапаратурі.

Застосування сполук кальцію

Деякі сполуки кальцію, одержувані штучним шляхом, стали навіть більш відомими та звичними, ніж вапняки чи гіпс. Так, гашене Са(OH) 2 і негашене СаО вапно застосовували ще будівельники давнини.

Цемент – це також сполука кальцію, отримана штучним шляхом. Спочатку обпалюють суміш глини або піску з вапняком і одержують клінкер, який потім розмелюють тонкий сірий порошок. Про цемент (вірніше про цементи) можна розповідати дуже багато, це тема самостійної статті.

Те саме відноситься і до скла, до складу якого теж зазвичай входить елемент.

Гідрид кальцію

Нагріванням кальцію в атмосфері водню отримують CaH 2 (гідрид кальцію), що використовується в металургії (металотермії) та при отриманні водню в польових умовах.

Оптичні та лазерні матеріали

Фторид кальцію (флюорит) застосовується як монокристалів в оптиці (астрономічні об'єктиви, лінзи, призми) і як лазерний матеріал. Вольфрамат кальцію (шееліт) у вигляді монокристалів застосовується в лазерній техніці, а також як сцинтилятор.

Карбід кальцію

Карбід кальцію – речовина, відкрита випадково під час випробування нової конструкції печі. Ще недавно карбід кальцію CaCl 2 використовували головним чином для автогенного зварювання та різання металів. При взаємодії карбіду з водою утворюється ацетилен, горіння ацетилену в струмені кисню дозволяє отримувати температуру майже 3000°C. Останнім часом ацетилен, а разом з ним і карбід все менше витрачаються для зварювання і все більше – у хімічній промисловості.

Кальцій якхімічне джерело струму

Кальцій, а також його сплави з алюмінієм та магнієм використовуються в резервних теплових електричних батареях як анод (наприклад кальцій-хроматний елемент). Хромат кальцію використовується в таких батареях як катод. Особливість таких батарей - надзвичайно довгий термін зберігання (десятиліття) у придатному стані, можливість експлуатації в будь-яких умовах (космос, високі тиски), велика питома енергія за вагою та обсягом. Нестача у недовгому терміні дії. Такі батареї використовуються там, де необхідно на короткий термін створити колосальну електричну потужність (балістичні ракети, деякі космічні апарати тощо).

Вогнетривкі матеріали зкальцію

Оксид кальцію, як у вільному вигляді, так і у складі керамічних сумішей, застосовується у виробництві вогнетривких матеріалів.

Лікарські засоби

Сполуки кальцію широко застосовують як антигістамінний засіб.

Хлорид кальцію
Глюконат кальцію
Гліцерофосфат кальцію

Кальцій в організмі людини

Кальцій – поширений макроелемент в організмі рослин, тварин та людини. В організмі людини та інших хребетних більша його частина міститься в скелеті та зубах у вигляді фосфатів. З різних форм карбонату кальцію (повістки) складаються скелети більшості груп безхребетних (губки, коралові поліпи, молюски та ін.). Потреба кальцію залежить від віку. Для дорослих необхідна денна норма становить від 800 до 1000 міліграмів (мг), а для дітей – від 600 до 900 мг, що для дітей дуже важливо через інтенсивне зростання кістяка. Велика частина кальцію, що надходить в організм людини з їжею, міститься в молочних продуктах, кальцій, що залишився, припадає на м'ясо, рибу, і деякі рослинні продукти (особливо багато містять бобові).

Кальцій у твердій воді

Комплекс властивостей, що визначаються одним словом "жорсткість", воді надають розчинені в ній солі кальцію та магнію. Жорстка вода непридатна у багатьох випадках життя. Вона утворює шар накипу в парових котлах і котельних установках, ускладнює забарвлення та прання тканин, але годиться для варіння мила та приготування емульсій у парфумерному виробництві. Тому раніше, коли способи пом'якшення води були недосконалі, текстильні та парфумерні підприємства зазвичай розміщувалися поблизу джерел «м'якої» води.

Розрізняють жорсткість тимчасову та постійну. Тимчасову (або карбонатну) жорсткість надають воді розчинні гідрокарбонати Са(НCO3)2 і Mg(HCO3)2. Усунути її можна простим кип'ятінням, при якому гідрокарбонати перетворюються на нерозчинні у воді карбонати кальцію та магнію.

Постійна жорсткість створюється сульфатами та хлоридами тих же металів. І її можна усунути, але зробити це набагато складніше.

Сума обох жорсткостей складає загальну жорсткість води. Оцінюють її у різних країнах по-різному. Прийнято виражати жорсткість води числом міліграм-еквівалентів кальцію та магнію в одному літрі води. Якщо в літрі води менше 4 мг-екв, вода вважається м'якою; зі збільшенням їх концентрації – дедалі жорсткішою і, якщо зміст перевищує 12 одиниць, – дуже жорсткої.

Жорсткість води зазвичай визначають за допомогою розчину мила. Такий розчин (певної концентрації) додають краплями до відміреної кількості води. Поки у воді є іони Са 2+ або Mg 2+, вони заважатимуть утворенню піни. За витратами мильного розчину до появи піни обчислюють вміст іонів Са2+ та Mg2+.

Цікаво, що аналогічним шляхом визначали жорсткість води ще у Стародавньому Римі. Тільки реактивом служило червоне вино – його барвники також утворюють осад з іонами кальцію та магнію.

Зберігання кальцію

Металевий кальцій довго зберігати можна у шматках вагою від 0,5 до 60 кг. Такі шматки зберігають у паперових мішках, вкладених у залізні оцинковані барабани з пропаяними та пофарбованими швами. Щільно закриті барабани укладають у дерев'яні ящики. Шматки вагою менше 0,5 кг довго зберігати не можна – вони швидко перетворюються на окис, гідроксид та карбонат кальцію.

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.

Рис. 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 .