За звичайних умов кальцій реагує на с. Кальцій та його характеристики

Кальцій

КАЛЬЦІЙ-я; м.[від лат. calx (calcis) - вапно] Хімічний елемент (Ca), метал сріблясто-білого кольору, що входить до складу вапняків, мармуру та ін.

◁ Кальцієвий, -а, -а. К-ті солі.

кальцій

(лат. Calcium), хімічний елемент II групи періодичної системи, відноситься до лужноземельних металів. Назва від латів. calx, родовий відмінок calcis - вапно. Сріблясто-білий метал, щільність 1,54 г/см 3 , tпл 842ºC. За нормальної температури легко окислюється повітря. За поширеністю в земній корі посідає 5 місце (мінерали кальцит, гіпс, флюорит та ін.). Як активний відновник служить для отримання U, Th, V, Cr, Zn, Be та інших металів їх сполук, для розкислення сталей, бронз і т. д. Входить до складу антифрикційних матеріалів. З'єднання калькія застосовують у будівництві (вапно, цемент), препарати кальцію – у медицині.

КАЛЬЦІЙ

КАЛЬЦІЙ (лат. Calcium), Ca (читається «кальцій»), хімічний елемент з атомним номером 20, розташований у четвертому періоді групи IIА періодичної системи елементів Менделєєва; атомна маса 40,08. Належить до лужноземельних елементів (див.лужноземельні метали).
Природний кальцій складається із суміші нуклідів. (див.НУКЛІД)з масовими числами 40 (у суміші за масою 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) та 46 (0,003%). Конфігурація зовнішнього електронного шару 4 s 2 . Практично у всіх сполуках ступінь окиснення кальцію +2 (валентність ІІ).
Радіус нейтрального атома кальцію 0,1974 нм, радіус іона Cа 2+ від 0,114 нм (для координаційного числа 6) до 0,148 нм (для координаційного числа 12). Енергії послідовної іонізації нейтрального атома кальцію рівні, відповідно, 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 та 84,5 еВ. За шкалою Полінга електронегативність кальцію близько 1,0. У вільному вигляді кальцій – сріблясто-білий метал.
Історія відкриття
З'єднання кальцію зустрічаються в природі повсюдно, тому людство знайоме з ними з найдавніших часів. Здавна у будівельній справі знаходила застосування вапно (див.ВІДОМІСТЬ)(негашена та гашена), яку довгий час вважали простою речовиною, «землею». Однак у 1808 англійський вчений Г. Деві (див.Деві Гемфрі)зумів отримати з вапна новий метал. Для цього Деві піддав електролізу суміш злегка зволоженого гашеного вапна з окисом ртуті і виділив з утворюється на ртутному катоді амальгами новий метал, який він назвав кальцієм (від лат. calx, рід. відмінок calcis - вапно). У Росії деякий час цей метал називали «вапняком».
Знаходження у природі
Кальцій - одне із найпоширеніших Землі елементів. На його частку припадає 3,38% маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію та заліза). Через високу хімічну активність кальцій у вільному вигляді у природі не зустрічається. Більшість кальцію міститься у складі силікатів (див.СИЛІКАТИ)та алюмосилікатів (див.АЛЮМОСИЛІКАТИ)різних гірських порід (граніти (див.ГРАНІТЬ), гнейси (див.ГНЕЙС)і т.п.). У вигляді осадових порід сполуки кальцію представлені крейдою та вапняками, що складаються в основному з мінералу кальциту (див.КАЛЬЦИТ)(CaCO 3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається у природі набагато рідше.
Доволі широко поширені такі мінерали кальцію, як вапняк (див.Вапняк)СaCO 3 , ангідрит (див.АНГІДРИТ) CaSO 4 та гіпс (див.ГІПС) CaSO 4 ·2H 2 O, флюорит (див.ФЛЮОРИТ) CaF 2 , апатити (див.АПАТИТИ) Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), доломіт (див.ДОЛОМІТЬ) MgCO 3 · СаCO 3 . Присутністю солей кальцію та магнію в природній воді визначається її жорсткість (див.ЖОРСТКІСТЬ ВОДИ). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксилапатит 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.
Отримання
Металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl 2 (75-80%) і KCl або з CaCl 2 і CaF 2 а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Фізичні та хімічні властивості
Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях (див. Аллотропія (див.АЛОТРОПІЯ)). До 443 °C стійкий a-Ca з кубічними гранецентрованими гратами (параметр а = 0,558 нм), вище стійкий b-Ca з кубічними об'ємно центрованими гратами типу a-Fe (параметр a = 0,448 нм). Температура плавлення кальцію 839 °C, температура кипіння 1484 °C, густина 1,55 г/см 3 .
Хімічна активність кальцію висока, але нижче, ніж решти лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з киснем, вуглекислим газом та 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.
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:
Ca + 2Н 2 О = Ca(ОН) 2 + Н 2.
З активними неметалами (киснем, хлором, бромом) кальцій реагує за звичайних умов:
2Са + Про 2 = 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 + Н 2 = СаН 2 (гідрид кальцію),
Ca + 6B = CaB 6 (борід кальцію),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (нітрид кальцію)
Са + 2С = СаС 2 (карбід кальцію)
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 .
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:
СаН 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2
Ca 3 N 2 + 3Н 2 О = 3Са(ОН) 2 + 2NН 3 .
Оксид кальцію – типово основний. У лабораторії та техніці його отримують термічним розкладанням карбонатів:
CaCO3 = CaO+CO2.
Технічний оксид кальцію СаО називається негашеним вапном.
Він реагує з водою з утворенням Ca(ОН) 2 та виділенням великої кількості теплоти:
CaО + Н 2 О = Ca(ОН) 2 .
Отриманий таким способом Ca(ОН) 2 зазвичай називають гашеним вапном або вапняним молоком (див.Вапняне молоко)через те, що розчинність гідроксиду кальцію у воді невелика (0,02 моль/л при 20°C), і при внесенні його у воду утворюється біла суспензія.
При взаємодії з кислотними оксидами CaO утворює солі, наприклад:
CaО + 2 = СаСО 3 ; СаО + SO3 = CaSO4.
Іон Ca 2+ безбарвний. При внесенні в полум'я 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 , середній ортофосфат Ca 3 (PO 4) 2 , оксалат СаС 2 Про 4 та деякі інші.
Важливе значення має та обставина, що на відміну від середнього 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 .
У тих же місцях, де вода, насичена гідрокарбонатом кальцію, виходить на поверхню землі та нагрівається сонячним промінням, протікає зворотна реакція:
Са(НСО 3) 2 = СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О.
Так у природі відбувається перенесення великих мас речовин. В результаті під землею можуть утворитися величезні провали (див. Карст (див.Карст (явище природи))), а в печерах утворюються красиві кам'яні «бурульки» - сталактити (див.СТАЛАКТИТИ (мінеральні утворення)і сталагміти (див.СТАЛАГМІТИ).
Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову жорсткість води (див.ЖОРСТКІСТЬ 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 та його сполук
Металевий кальцій застосовують для металотермічного одержання урану. (див.УРАН (хімічний елемент)торія (див.ТОРІЙ), титану (див.ТИТАН (хімічний елемент), цирконію (див.ЦИРКОНІЙ), цезія (див.ЦЕЗІЙ)та рубідія (див.РУБІДІЙ).
Природні сполуки кальцію широко використовують у виробництві в'яжучих матеріалів (цемент (див.ЦЕМЕНТ), гіпс (див.ГІПС), вапно та ін). Зв'язуюча дія гашеного вапна заснована на тому, що з часом гідроксид кальцію реагує з вуглекислим газом повітря. В результаті реакції, що протікає, утворюються голчасті кристали кальциту СаСО з, які проростають в розташовані поруч камені, цеглу, інші будівельні матеріали і як би зварюють їх в єдине ціле. Кристалічний карбонат кальцію – мармур – прекрасний оздоблювальний матеріал. Крейда використовують для побілки. Великі кількості вапняку витрачаються при виробництві чавуну, оскільки дозволяють перевести тугоплавкі домішки залізної руди (наприклад, кварц SiO 2) порівняно легкоплавкі шлаки.
Як дезінфікуючий засіб дуже ефективне хлорне вапно (див.Хлорна звістка)- «хлорка» Ca(OCl)Cl - змішаний хлорид та гіпохлорид кальцію (див.КАЛЬЦІЯ ГІПОХЛОРИТ), Що володіє високою окисною здатністю.
Широко застосовується і сульфат кальцію, що існує як у вигляді безводної сполуки, так і у вигляді кристалогідратів - так званого «напівводного» сульфату - алебастру (див.АЛЕВІЗ ФРЯЗИН (Міланець)) CaSO 4 ·0,5H 2 O та двоводного сульфату - гіпсу CaSO 4 ·2H 2 O. Гіпс широко використовують у будівництві, у скульптурі, для виготовлення ліпнини та різних художніх виробів. Застосовують гіпс та в медицині для фіксації кісток при переломах.
Хлорид кальцію CaCl 2 використовують поряд з кухонною сіллю для боротьби з заледенінням дорожніх покриттів. Фторид кальцію СаF 2 – чудовий оптичний матеріал.
Кальцій в організмі
Кальцій – біогенний елемент (див.БІОГЕННІ ЕЛЕМЕНТИ), постійно присутній у тканинах рослин та тварин. Важливий компонент мінерального обміну тварин і людини та мінерального живлення рослин кальцій виконує в організмі різноманітні функції. У складі апатиту (див.АПАТИТ), а також сульфату та карбонату кальцій утворює мінеральний компонент кісткової тканини. В організмі людини масою 70 кг міститься близько 1 кг кальцію. Кальцій бере участь у роботі іонних каналів (див.ІОННІ КАНАЛИ), що здійснюють транспорт речовин через біологічні мембрани, у передачі нервового імпульсу (див.НЕРВНИЙ ІМПУЛЬС), у процесах згортання крові (див.ЗГОРТАННЯ КРОВІ)та запліднення. Регулюють обмін кальцію в організмі кальцифероли (див.КАЛЬЦИФЕРОЛИ)(Вітамін D). Недолік чи надлишок кальцію призводить до різних захворювань – рахіту. (див.РАХІТ), кальцинозу (див.Кальциноз)та ін Тому їжа людини повинна в потрібних кількостях містити сполуки кальцію (800-1500 мг кальцію на добу). Вміст кальцію високо у молочних продуктах (таких, як сир, сир, молоко), у деяких овочах та інших продуктах харчування. Препарати кальцію широко використовуються у медицині.

Енциклопедичний словник. 2009 .

Синоніми:

Вступ

Властивості та застосування кальцію

1 Фізичні властивості

2 Хімічні властивості

3 Застосування

Отримання кальцію

1 Електролітичне отримання кальцію та його сплавів

2 Термічне отримання

3 Вакуум-термічний спосіб отримання кальцію

3.1 Алюмінотермічний спосіб відновлення кальцію

3.2 Силікотермічний спосіб відновлення кальцію

Практична частина

Список використаної літератури

Вступ

Хімічний елемент ІІ групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 20, атомна маса 40,08; срібно-білий легкий метал. Природний елемент є сумішшю шести стабільних ізотопів: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca та 48Ca, 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) .

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

Кальцій використовують і в металургії міді, нікелю, спеціальних сталей та бронз; їм пов'язують шкідливі домішки сірки, фосфору, надлишкового вуглецю. З тією ж метою застосовують сплави кальцію з кремнієм, літієм, натрієм, бором, алюмінієм.

У промисловості кальцій одержують двома способами:

) Нагріванням брикетованої суміші СаО та порошку Аl при 1200 ° С у вакуумі 0,01 - 0,02 мм. рт. ст.; що виділяються по реакції:

СаО + 2Аl = 3CaO · Al2O3 + 3Ca

Пара кальцію кондонсується на холодній поверхні.

) Електролізом розплаву СаСl2 і КСl з рідким мідно-кальцієвим катодом готують сплав Сu - Ca (65% Ca), з якого відганяють кальцій при температурі 950 - 1000 ° С у вакуумі 0,1 - 0,001 мм.рт.ст.

) Розроблено також спосіб отримання кальцію термічною дисоціацією карбіду кальцію СаС2.

Кальцій дуже поширений у природі у вигляді різних сполук. У земній корі він займає п'яте місце, становлячи 3,25%, і найчастіше зустрічається у вигляді вапняку CaCO 3, доломіту CaCO 3· Mg CO 3, гіпсу CaSO 4· 2H 2O, фосфориту Ca 3(PO 4)2 та плавикового шпату CaF 2, Крім значної частки кальцію у складі силікатних порід. У морській воді міститься в середньому 0,04% (ваг.) Кальцію.

У цій роботі вивчені властивості та застосування кальцію, а так само докладно розглянута теорія та технології вакуум-термічних способів його отримання.

. Властивості та застосування кальцію

.1 Фізичні властивості

Кальцій – сріблясто-білий метал, але на повітрі тьмяніє через утворення оксиду на його поверхні. Це пластичний метал твердіший за свинець. Кристалічна решітка ?-форми Ca (стійкої за нормальної температури) гранецентрована кубічна, а = 5,56 Å . Атомний радіус 1,97 Å , іонний радіус Ca 2+, 1,04Å . Щільність 1,54 г/см 3(20 ° C). Вище 464 °C стійка гексагональна ?-форма. tпл 851 °C, tкіп 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 -8ом·м або 4,6·10 -6 ом · см; температурний коефіцієнт електроопору 4,57 · 10-3 (20 ° C). Модуль пружності 26 Гн/м 2(2600 кгс/мм 2); межа міцності при розтягуванні 60 Мн/м 2(6 кгс/мм 2); 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/м 2(20-30 кгс/мм 2). Кальцій досить високої чистоти пластичний, добре пресується, прокочується і піддається обробці різанням.

1.2 Хімічні характеристики

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

Са+О 2= 2 СаО (оксид кальцію) (1)

Са + Вr 2= СаВr 2(Бромид кальцію). (2)

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

Са+Н 2= СаН 2(гідрид кальцію) (3)

Са+N 2= Са 3N 2(нітрид кальцію) (4)

Са + S = СаS (сульфід кальцію) (5)

Са + 2 Р = Са 3Р 2(фосфід кальцію) (6)

Са + 2 С = СаС 2 (карбід кальцію) (7)

З холодною водою кальцій взаємодіє повільно, а з гарячою - дуже енергійно, даючи сильну основу Са(ОН)2 :

Са + 2 Н 2О = Са(ОН)2 + Н 2 (8)

Будучи енергійним відновником, кальцій може віднімати кисень або галогени від оксидів та галогенідів менш активних металів, тобто має відновлювальні властивості:

Са + Nb 2О5 = СаО + 2 Nb; (9)

Са + 2 NbСl 5= 5 СаСl2 + 2 Nb (10)

Кальцій енергійно взаємодіє з кислотами з виділенням водню, реагує з галогенами, сухим воднем з утворенням гідриду СаН 2. При нагріванні Кальцій з графітом утворюється карбід СаС 2. Кальцій одержують електролізом розплавленого CaCl 2або алюмінотермічним відновленням у вакуумі:

6СаО + 2Al = 3Ca + 3CaO·Al2 Про 3 (11)

Чистий метал використовують для відновлення сполук Cs, Rb, Cr, V, Zr, Th, U до металів для розкислення сталей .

1.3 Застосування

Застосування в різних галузях виробництва. Останнім часом він набув великого значення як відновник при отриманні низки металів.

Чистий металевий. уран виходить відновленням металевим кальцієм фтористого урану. Кальцієм або його гідридами можна відновлювати оксиди титану, а також оксиди цирконію, торію, танталу, ніобію, інших рідкісних металів.

Кальцій є хорошим розкислювачем та дегазатором при отриманні міді, нікелю, хромонікелевих сплавів, спеціальних сталей, нікелевих та олов'янистих бронз; він видаляє з металів та сплавів сірку, фосфор, вуглець.

Кальцій утворює з вісмутом тугоплавкі сполуки, тому його застосовують для очищення свинцю від вісмуту.

Кальцій додають у різні легкі сплави. Він сприяє поліпшенню поверхні злитків, дрібнозернистості та зниженню окислюваності.

Велике поширення мають кальцій підшипникові сплави. Свинцеві сплави (0,04% Са) можуть застосовуватися виготовлення оболонок кабелю .

У техніці застосовуються антифрикційні метали Кальція зі свинцем. Широко використовуються мінерали Кальція. Так, вапняк використовують у виробництві вапна, цементу, силікатної цегли і безпосередньо як будівельний матеріал, у металургії (флюс), у хімічній промисловості для виробництва карбіду кальцію, соди, їдкого натру, хлорного вапна, добрив, у виробництві цукру, скла.

Практичне значення мають крейда, мармур, ісландський шпат, гіпс, флуорит та ін. Завдяки здатності зв'язувати кисень і азот кальцій або сплави кальцію з натрієм та іншими металами застосовують для очищення шляхетних газів та як геттер у вакуумній радіоапаратурі. Кальцій також застосовується для отримання гідриду, який є джерелом водню в польових умовах.

2. Отримання кальцію

Існує кілька способів одержання кальцію, це електролітичне, термічне, вакуум-термічне.

.1 Електролітичне отримання кальцію та його сплавів

Сутність методу у тому, що катод спочатку стосується розплавленого електроліту. У місці зіткнення утворюється рідка крапля металу, що добре змочує катод, яка при повільному і рівномірному піднятті катода виводиться разом з ним з розплаву і застигає. При цьому застигаюча крапля покривається твердою плівкою електроліту, що захищає метал від окиснення та азотування. Шляхом безперервного та обережного підйому катода кальцій витягується у стрижні.

2.2 Термічне отримання

кальцій хімічний електролітичний термічний

· Хлоридний процес: технологія складається з розплавлення та зневоднення хлористого кальцію, розплавлення свинцю, отримання подвійного сплаву свинець – натрій, отримання потрійного сплаву свинець – натрій – кальцій та розведення потрійного сплаву свинцем після видалення солей. Реакція з хлористим кальцієм протікає згідно з рівнянням

CaCl 2 + Na 2Pb 5 = 2NaCl + PbCa + 2Pb (12)

· Карбідний процес: в основі отримання свинцево-кальцієвого сплаву лежить реакція між карбідом кальцію та розплавленим свинцем згідно з рівнянням

CaC 2+ 3Pb = Pb3 Ca + 2C. (13)

2.3 Вакуум-термічний спосіб одержання кальцію

Сировина для вакуум-термічного способу

Сировиною для термічного відновлення окису кальцію є вапно, одержуване випалом вапняку. Основні вимоги до сировини полягають у наступному: вапно має бути якомога чистіше і містити мінімум домішок, здатних відновлюватися і переходити в метал поряд з кальцієм, особливо лужних металів та магнію. Випалювання вапняку повинно проводитися до повного розкладання карбонату, проте не до його спікання, оскільки відновлюваність спеченого матеріалу нижча. Обпалений продукт необхідно оберігати від поглинання ним вологи та вуглекислоти, виділення яких при відновленні знижує показники процесу. Технологія випалу вапняку та переробки обпаленого продукту аналогічна обробці доломіту для силікотермічного способу одержання магнію.

.3.1 Алюмінотермічний спосіб відновлення кальцію

На діаграмі температурної залежності зміни вільної енергії окиснення ряду металів (рис. 1) видно, що окис кальцію є одним з найбільш міцних оксидів, що важко відновлюються. Вона не може бути відновлена іншими металами звичайним шляхом – при відносно невисокій температурі та атмосферному тиску. Навпаки, кальцій сам є відмінним відновником інших з'єднань, що важко відновлюються, і розкислювачем для багатьох металів і сплавів. Відновлення окису кальцію вуглецем взагалі неможливе внаслідок утворення карбідів кальцію. Однак завдяки тому, що кальцій має відносно високу пружність пари, його окис може бути відновлений у вакуумі алюмінієм, кремнієм або їх сплавами згідно реакції

CaO + Me? Ca + MeO (14).

Практичне застосування поки що знайшов тільки алюмінотермічний спосіб отримання кальцію, оскільки відновити СаО алюмінієм значно легше, ніж кремнієм. Щодо питання хімізму відновлення окису кальцію алюмінієм є різні погляди. Л. Піджен та І. Еткінсон вважають, що реакція протікає з утворенням моноалюмінату кальцію:

СаО + 2Аl = СаО · Al 2O3 + 3Са. (15)

В. А. Пазухін та А. Я. Фішер вказують, що процес йде з утворенням трикальцієвого алюмінату:

СаО + 2Аl = 3СаО·Al 2O 3+ 3Са. (16)

За А. І. Войницьким, переважним у реакції є утворення п'ятикальцієвого триалюмінату:

СаО + 6Аl = 5СаО · 3Al 2O3 + 9Са. (17)

Найновішими дослідженнями, А. Ю. Тайця та А. І. Войницького встановлено, що алюмінотермічне відновлення кальцію протікає східчасто. Спочатку виділення кальцію супроводжується утворенням ЗСаО·AI 2O 3, який потім реагує з окисом кальцію та алюмінієм з утворенням ЗСаО·3AI 2O 3. Реакція протікає за такою схемою:

СаО + 6Аl = 2 (3СаО·Al 2O 3)+ 2СаО + 2Аl + 6Са

(3СаО·Al 2O 3) + 2СаО + 2Аl = 5СаО · 3Al 2O 3+ 3Са

CaO+ 6А1 = 5СаО·3Al 2O 3+ 9Са

Оскільки відновлення окису відбувається із виділенням пароподібного кальцію, інші продукти реакції перебувають у конденсованому стані, вдається легко відокремити і сконденсувати їх у охолоджуваних ділянках печі. Основними умовами, необхідними для вакуум-термічного відновлення окису кальцію, є висока температура та низький залишковий тиск у системі. Нижче наводиться залежність між температурою та рівноважною пружністю парів кальцію. Вільна енергія реакції (17), обчислена для температур 1124-1728°

F T = 184820 + 6,95 Т-12,1 T lg Т.

Звідси логарифмічна залежність рівноважної пружності пари кальцію (мм рт. ст.)

Lg p = 3,59 – 4430\Т.

Л. Піджен та І. Еткінсон визначили експериментально рівноважну пружність пари кальцію. Грунтовний термодинамічний аналіз реакції відновлення окису кальцію алюмінієм виконаний І. І. Матвєєнком, який дав наступні температурні залежності рівноважного тиску парів кальцію:

Lg p Ca(1) = 8,64 - 12930 мм рт.ст.

Lg p Ca(2) = 8,62 - 11780 мм рт.ст.

Lg p Ca(3) )= 8,75 - 12500 мм рт.ст.

Обчислені та експериментальні дані зіставлені в табл. 1.

Таблиця 1- Вплив температури на зміну рівноважної пружності парів кальцію в системах (1), (2), (3), (3), мм рт.

Температура °Дослідні дані Обчислені в системах(1)(2)(3)(3 )1401 1451 1500 1600 17000,791 1016 - - -0,37 0,55 1,2 3,9 11,01,7 3,2 5,6 18,2 492,7 3,5 4,4 6,6 9,50,66 1,4 2,5 8,5 25,7

З наведених даних видно, що в найбільш сприятливих умовах знаходяться взаємодії в системах (2) і (3) або (3") Це відповідає спостереженням, так як у залишках шихти після відновлення окису кальцію алюмінієм переважають п'ятикальцієвий триалюмінат і трикальцієвий алюмінат.

Дані про рівноважну пружність показують, що відновлення окису кальцію алюмінієм можливе при температурі 1100-1150° С. Для досягнення практично прийнятної швидкості реакції залишковий тиск в системі Зростання має бути нижче рівноважного Р рівн , Т. е. повинна дотримуватися нерівність Р рівн >Р ост і процес повинен проводитися при температурах порядку 1200°. Дослідженнями встановлено, що при температурі 1200-1250° досягається високе використання (до 70-75%) та низька питома витрата алюмінію (близько 0,6-0,65 кг на кг кальцію).

Згідно з наведеним вище трактуванням хімізму процесу, оптимальною за складом є шихта, розрахована на освіту в залишку 5СаО·3Al 2O 3. Для підвищення ступеня використання алюмінію корисно давати деякий надлишок окису кальцію, проте не дуже великий (10-20%), інакше це негативно позначиться на інших показниках процесу. Зі збільшенням ступеня подрібнення алюмінію від частинок 0,8-0,2 мм до мінус 0,07 мм (за даними В. А. Пазухіна та А. Я. Фішера) використання алюмінію в реакції зростає від 63,7 до 78%.

На використання алюмінію впливає також режим брикетування шихти. Суміш вапна і порошкового алюмінію слід брикетувати без сполучних (щоб уникнути виділення газів у вакуумі) при тиску 150 кг/см 2. При менших тисках використання алюмінію зменшується внаслідок ліквації розплавленого алюмінію в надмірно пористих брикетах, а при більших тисках через погану газопроникність. Повнота і швидкість відновлення також залежить від щільності укладання брикетів в реторті. При укладанні їх без зазорів, коли газопроникність усієї садки мала, використання алюмінію значно знижується.

Малюнок 2 – Схема отримання кальцію вакуум-термічним способом.

Технологія алюмінієво-термічного способу

Технологічну схему виробництва кальцію алюмінотермічним способом зображено на рис. 2. Як вихідна сировина застосовується вапняк, як відновник - алюмінієвий порошок, приготований з первинного (краще) або вторинного алюмінію. Застосовуваний як відновник алюміній, так само як і сировина, не повинен містити домішок легко летких металів: магнію, цинку, лугів та ін, здатних випаровуватися і переходити в конденсат. Це необхідно враховувати під час вибору марок вторинного алюмінію.

За описом С. Луміса та П. Штауба, у США на заводі фірми Нью Інгленд Лайм Ко в Ханаані (штат Коннектикут) отримують кальцій алюмінотермічним способом. Застосовується вапно наступного типового складу %: 97,5 СаО, 0,65 MgO, 0,7SiO 2, 0,6 Fe 2Оз + АlОз, 0,09 Na 2Про + K 2О, 0,5 інше. Обпалений продукт розмелюється на млині Раймонда з відцентровим сепаратором, тонкість млива становить (60%) мінус 200 меш. Як відновник застосовують алюмінієвий пил, що є відходом при виробництві алюмінієвого порошку. Обпалена вапно із закритих бункерів та алюміній з барабанів надходять на дозувальні ваги і потім змішувач. Після змішування шихта брикетується сухим способом. На згаданому заводі відновлюють кальцій у ретортних печах, які раніше застосовувалися для отримання магнію силікотермічним способом (рис. 3). Печі обігрівають генераторним газом. Кожна піч має 20 горизонтальних реторт з жаростійкої сталі, що містить 28% Сг і 15% Ni.

Малюнок 3- Ретортна піч для отримання кальцію

Довжина реторти 3 м, діаметр 254 мм, товщина стінки 28 мм. Відновлення відбувається в частині реторти, що обігрівається, а конденсація в охолоджуваному кінці, що виступає з мови. Брикети вводяться в реторту в паперових мішках, потім вставляються конденсатори і закривають реторту. Відкачування повітря проводиться механічними вакуум-насосами на початку циклу. Потім підключають дифузні насоси і залишковий тиск знижується до 20 мк.

Реторти нагрівають до 1200°. Через 12 год. після завантаження реторти відкривають та розвантажують. Отриманий кальцій має форму пустотілого циліндра із щільної маси великих кристалів, обложених на поверхні сталевої гільзи. Основною домішкою в кальції є магній, який відновлюється в першу чергу і в основному концентрується в шарі, що прилягає до гільзи. У середньому вміст домішок становить; 0,5- 1% Mg, близько 0,2% Аl, 0,005-0,02% Мn, до 0,02% N, інші домішки - Сі, РЬ, Zn, Ni, Si, Fe – зустрічаються в межах 0,005-0,04%. А. Ю. Тайц та А. І. Войницький для отримання кальцію алюмінієвим способом застосовували напівзаводську електричну вакуумну піч з вугільними нагрівачами і досягали ступеня використання алюмінію 60%, питомої витрати алюмінію 0,78 кг, питомої витрати шихти відповідно 4,35 кг та питомої. витрати електроенергії 14 кВтч на 1 кг металу.

Отриманий метал, крім домішки магнію, відрізнявся щодо високої чистотою. У середньому вміст домішок у ньому становило: 0,003-0,004% Fe, 0,005-0,008% Si, 0,04-0,15% Mn, 0,0025-0,004% Су, 0,006-0,009% N, 0,25% Al.

2.3.2 Силикотермічний спосіб відновлення кальцію

Дуже привабливим є силікотермічний спосіб; відновник - феросиліцій, реагент значно дешевший, ніж алюміній. Однак силікотермічний процес важче здійснити, ніж алюмінотермічний. Відновлення окису кальцію кремнієм протікає відповідно до рівняння

СаО + Si = 2СаО · SiO2 + 2Са. (18)

Рівноважна пружність пари кальцію, обчислена за величинами вільної енергії, становить:

°С1300140015001600Р, мм рт. ст0,080,150,752,05

Отже, у вакуумі близько 0,01 мм рт. ст. відновлення окису кальцію термодинамічно можливе за температури 1300°. Практично для забезпечення прийнятної швидкості процес повинен проводитись за температури 1400-1500°.

Дещо легше йде реакція відновлення окису кальцію силікоалюмінієм, в якій відновниками служать і алюміній, і кремній сплаву. Досвідами встановлено, що спочатку переважає відновлення алюмінієм; причому реакція протікає з кінцевим утворенням бСаО · 3Al 2Оз за схемою, викладеною вище (рис. 1). Відновлення кремнієм стає значним при вищій температурі, коли більшість алюмінію прореагувала; реакція протікає з утворенням 2CaO SiO 2. У сумарному вигляді реакція відновлення окису кальцію силікоалюмінієм виражається наступним рівнянням:

mSi + п Аl + (4m +2 ?) СаО = m(2СаО · SiO 2) + ?n(5СаО·Al 2O3 ) + (2m +1, 5n) Са.

Дослідженнями A. Ю. Тайця та A. І. Войницького встановлено, що окис кальцію відновлюється 75%-ним феросиліцієм з виходом металу 50-75% при температурі 1400-1450° у вакуумі 0,01-0,03 мм рт. ст.; силікоалюміній, що містить 60-30% Si та 32-58% Аl (решта заліза, титан та ін.), відновлює окис кальцію з виходом металу приблизно 70% при температурах 1350-1400° у вакуумі 0,01-0,05 мм рт. . ст. Досвідами в напівзаводському масштабі доведено принципову можливість отримання кальцію на вапні феросиліцієм та силікоалюмінієм. Основною апаратурною складністю є підбір стійкою в умовах цього процесу футерування.

При вирішенні цього завдання спосіб може бути реалізований у промисловості. Розкладання карбіду кальцію Отримання металевого кальцію розкладанням карбіду кальцію

СаС2 = Са + 2С

слід зарахувати до перспективним способам. При цьому як другий продукт отримують графіт. В. Маудерлі, Е. Мозер, І В. Тредвелл обчисливши вільну енергію утворення карбіду кальцію з термохімічних даних, отримали такий вираз для пружності пари кальцію над чистим карбідом кальцію:

ca = 1,35 - 4505 Т (1124 - 1712 ° К),

lgp ca = 6,62 - 13523 Т (1712-2000 ° К).

Очевидно, технічний карбід кальцію розкладається при значно вищих температурах, ніж це випливає з даних виразів. Ті ж автори повідомляють про термічне розкладання карбіду кальцію в компактних шматках при 1600-1800 ° у вакуумі 1 мм рт. ст. Вихід графіту становив 94%, кальцій виходив як щільного нальоту на холодильнику. А. С. Микулинський, Ф. С. Морії, Р. Ш. Шкляр для визначення властивостей графіту, отриманого розкладанням карбіду кальцію, нагрівали останній у вакуумі 0,3-1 мм рт. ст. за температури 1630-1750°. Отриманий графіт відрізняється від ачесонівського більшими зернами, більшою електропровідністю та меншою об'ємною вагою.

3. Практична частина

Добове виливання магнію з електролізера на силу струму 100 кА склала 960 кг при живленні ванни хлористим магнієм. Напруга на жартівні електролізера 0,6 В. Визначити:

)Вихід струмом на катоді;

)Кількість хлору, отриманого за добу, за умови, що вихід струму на аноді дорівнює виходу струму на хтось;

)Добову заливку MgCl 2в електролізер за умови, що втрати MgCl 2 відбуваються в основному зі шламом та відгоном. Кількість шламу 0,1 на 1т Mg, що містить MgCl 2 у відгоні 50%. Кількість відгону 0,05 т на 1т Mg. Склад хлориду магнію, що заливається, %: 92 MgCl2 та 8 NaCl.

.Визначити вихід струму на катоді:

m пр =I · ?·k Mg · ?

?=m пр \I· ?· k Mg = 960000 \ 100000 · 0,454 · 24 = 0,881 або 88,1%

.Визначити кількість Cl, одержаного за добу:

x=960000г \ 24 г\моль=40000 моль

Перекладаємо в об'єм:

х = 126785,7 м3

3.а) Знаходимо чистий MgCl 2для виробництва 960 кг Mg.

x = 95 · 960 \ 24,3 = 3753 кг = 37,53 т.

б) втрати зі шламом. Зі складу магнієвих електролізерів, %: 20-35 MgO, 2-5 Mg, 2-6 Fe, 2-4 SiO 2, 0,8-2 TiO 2, 0,4-1,0 C, 35 MgCl2 .

кг – 1000 кг

m шл = 960 кг – маса шламу за добу.

За добу 96 кг шламу: 96 0,35 (MgCl2 зі шламом).

в) втрати з сублімацією:

кг – 1000 кг

кг відгонів: 48 · 0,5 = 24 кг MgCl 2 з сублімаціями.

Усього треба залити Mg:

33,6 +24 = 3810,6 кг MgCl2 на добу.

Список використаної літератури

Основи металургії ІІІ

<#"justify">металургія Al та Mg. Ветюков М.М., Циплоков А.М.

Репетиторство

Потрібна допомога з вивчення якоїсь теми?

Наші фахівці проконсультують або нададуть репетиторські послуги з цікавої для вас тематики.
Надішліть заявкуіз зазначенням теми прямо зараз, щоб дізнатися про можливість отримання консультації.

Кальцій розташовується у четвертому великому періоді, другій групі, головній підгрупі, порядковий номер елемента - 20. Згідно з періодичною таблицею Менделєєва, атомна вага кальцію - 40,08. Формула вищого оксиду – СаО. Кальцій має латинську назву calciumтому символ атома елемента - Са.

Характеристика кальцію як простої речовини

За звичайних умов кальцій – це метал сріблясто-білого кольору. Маючи високу хімічну активність, елемент здатний утворювати безліч сполук різних класів. Елемент є цінністю для технічних і промислових хімічних синтезів. Метал поширений у земної корі: його частка становить близько 1,5 %. Кальцій відноситься до групи лужноземельних металів: при розчиненні у воді він дає луги, але в природі зустрічається у вигляді множинних мінералів та . Морська вода містить кальцій у великих концентраціях (400 мг/л).

Чистий натрій

Характеристики кальцію залежать від будови його кристалічних ґрат. У цього елемента вона буває двох типів: кубічна гранецентрична та об'ємноцентрична. Тип зв'язку в молекулі – металевий.

Природні джерела кальцію:

апатити;
алебастр;
гіпс;
кальцит;
флюорит;
доломіт.

Фізичні властивості кальцію та способи отримання металу

У звичайних умовах кальцій знаходиться у твердому агрегатному стані. Метал плавиться за 842 °С. Кальцій є хорошим електро- та теплопровідником. При нагріванні він переходить спочатку в рідкий, а потім у пароподібний стан і втрачає металеві властивості. Метал є дуже м'яким і ріжеться ножем. Кипить за 1484 °С.

Під тиском кальцій втрачає металеві властивості та здатність до електропровідності. Але потім металеві властивості відновлюються і проявляються властивості надпровідника, що у кілька разів перевищує за своїми показниками інші.

Кальцій довго не вдавалося отримати без домішок: через високу хімічну активність цей елемент не зустрічається в природі в чистому вигляді. Елемент було відкрито на початку ХІХ століття. Кальцій як метал уперше синтезував британський хімік Гемфрі Деві. Вчений виявив особливості взаємодії розплавів твердих мінералів та солей з електричним струмом. У наші дні електроліз солей кальцію (суміші хлоридів кальцію та калію, суміші фториду та хлориду кальцію) залишається найактуальнішим способом отримання металу. Кальцій також витягують з його оксиду за допомогою алюмінію - поширеного в металургії методу.

Хімічні властивості кальцію

Кальцій - активний метал, що вступає до багатьох взаємодій. За нормальних умов він легко реагує, утворюючи відповідні бінарні сполуки: із киснем, галогенами. Натисніть , щоб дізнатися більше про сполуки кальцію. При нагріванні кальцій реагує з азотом, воднем, вуглецем, кремнієм, бором, фосфором, сіркою та іншими речовинами. На відкритому повітрі миттєво взаємодіє із киснем та вуглекислим газом, тому покривається сірим нальотом.

Бурхливо реагує з кислотами, при цьому іноді запалюється. У солях кальцій виявляє цікаві властивості. Наприклад, печерні сталактити і сталагміти - це карбонат кальцію, що поступово утворився з води, вуглекислого газу та гідрокарбонату в результаті процесів усередині підземних вод.

Через високу активність у звичайному стані кальцій зберігається в лабораторіях у темному герметичному скляному посуді під шаром парафіну або гасу. Якісна реакція на іон кальцію – забарвлення полум'я в насичений цегляно-червоний колір.

Кальцій забарвлює полум'я у червоний колір

Ідентифікувати метал у складі сполук можна за нерозчинними осадами деяких солей елемента (фторид, карбонат, сульфат, силікат, фосфат, сульфіт).

Реакція води із кальцієм

Кальцій зберігають у банках під шаром захисної рідини. Щоб провести демонстрацію, як відбувається реакція води і кальцію, не можна просто дістати метал і відрізати від нього потрібний шматочок. Металевий кальцій у лабораторних умовах простіше використовувати у вигляді стружки.

Якщо металевої стружки немає, а в банку є лише великі шматки кальцію, знадобляться пасатижі або молоток. Готовий шматочок кальцію потрібного розміру поміщають у колбу чи склянку з водою. Кальцієву стружку кладуть у посуд у марлевому мішечку.

Кальцій опускається на дно і починається виділення водню (спочатку в місці, де знаходиться свіжий злам металу). Поступово із поверхні кальцію виділяється газ. Процес нагадує бурхливе кипіння, одночасно утворюється осад гідроксиду кальцію (гашене вапно).

Гасіння вапна

Шматок кальцію виринає, підхоплений бульбашками водню. Приблизно через 30 секунд кальцій розчиняється, а вода через утворення суспензії гідроксиду стає каламутно-білою. Якщо реакцію проводити над склянці, а пробірці, можна спостерігати виділення тепла: пробірка швидко стає гарячою. Реакція кальцію з водою не закінчується ефектним вибухом, але взаємодія двох речовин протікає бурхливо та виглядає видовищно. Досвід безпечний.

Якщо мішечок з кальцієм, що залишився, вийняти з води і потримати на повітрі, то через деякий час в результаті реакції, що продовжується, настане сильне розігрівання і залишилася в марлі закипить. Якщо частину помутнілого розчину відфільтрувати через вирву в склянку, то при пропущенні через розчин оксиду вуглецю CO₂ вийде осад. Для цього не потрібен вуглекислий газ - можна продувати повітря, що видихається, в розчин через скляну трубочку.

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

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

Ізотоп 48Ca - найбільш ефективний та вживаний матеріал для виробництва надважких елементів та відкриття нових елементів таблиці Менделєєва. Наприклад, у разі використання іонів 48Ca для отримання надважких елементів на прискорювачах ядра цих елементів утворюються у сотні та тисячі разів ефективніше, ніж при використанні інших «снарядів» (іонів).

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 плющевидна 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

Кальцій - елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів 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.

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 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.

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:
4CaO + 2Al → CaAl 2 O 4 + 3Ca.

Фізичні властивості

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 ΔH 0 переходу α → β становить 0,93 кДж/моль.
При поступовому підвищенні тиску починає проявляти 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

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.