Hemijska svojstva kalcijevih soli. Hemijska i fizička svojstva kalcija, njegova interakcija s vodom

Kalcijum

KALCIJUM-I; m.[od lat. calx (calcis) - kreč] Hemijski element (Ca), srebrno-bijeli metal koji je dio krečnjaka, mramora itd.

◁ Kalcijum, oh, oh. K soli.

kalcijum

(lat. Kalcijum), hemijski element II grupe periodnog sistema, pripada zemnoalkalnim metalima. Naziv od lat. calx, genitiv calcis - kreč. Srebrno-bijeli metal, gustina 1,54 g/cm 3, t pl 842ºC. Na uobičajenim temperaturama lako se oksidira na zraku. Po zastupljenosti u zemljinoj kori zauzima 5. mjesto (minerali kalcit, gips, fluorit itd.). Kao aktivno redukciono sredstvo, koristi se za dobijanje U, Th, V, Cr, Zn, Be i drugih metala iz njihovih jedinjenja, za deoksidaciju čelika, bronze itd. Deo je antifrikcionih materijala. Jedinjenja kalcijuma se koriste u građevinarstvu (kreč, cement), preparati kalcijuma se koriste u medicini.

KALCIJUM

KALCIJUM (lat. Calcium), Ca (čitaj „kalcijum”), hemijski element sa atomskim brojem 20, nalazi se u četvrtom periodu u grupi IIA Mendeljejevljevog periodnog sistema elemenata; atomska masa 40.08. Spada u zemnoalkalne elemente (cm. ZEMNOALKALNI METALI).
Prirodni kalcijum se sastoji od mješavine nuklida (cm. NUKLID) sa masenim brojevima 40 (u mješavini mase 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) i 46 (0,003%). Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja 4 s 2 . U skoro svim jedinjenjima, oksidaciono stanje kalcijuma je +2 (valentnost II).
Radijus neutralnog atoma kalcija je 0,1974 nm, polumjer Ca 2+ jona je od 0,114 nm (za koordinacijski broj 6) do 0,148 nm (za koordinacijski broj 12). Energije sekvencijalne jonizacije neutralnog atoma kalcijuma su 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 i 84,5 eV. Prema Paulingovoj skali, elektronegativnost kalcijuma je oko 1,0. U slobodnom obliku, kalcijum je srebrno-bijeli metal.
Istorija otkrića
Jedinjenja kalcija se nalaze posvuda u prirodi, pa ih je čovječanstvu poznato od davnina. Kreč se dugo koristio u građevinarstvu (cm. LIME)(živi kreč i gašeni), koji se dugo smatrao jednostavnom tvari, "zemljom". Međutim, 1808. godine engleski naučnik G. Davy (cm. DAVY Humphrey) uspeo da dobije novi metal od kreča. Da bi to učinio, Davy je podvrgao elektrolizi mješavinu blago navlaženog gašenog vapna sa živinim oksidom i izolirao novi metal iz amalgama nastalog na živinoj katodi, koji je nazvao kalcij (od latinskog calx, genus calcis - vapno). U Rusiji se neko vrijeme ovaj metal nazivao "vapnenjem".
Biti u prirodi
Kalcijum je jedan od najčešćih elemenata na Zemlji. On čini 3,38% mase zemljine kore (5. najzastupljeniji nakon kiseonika, silicijuma, aluminijuma i gvožđa). Zbog svoje visoke hemijske aktivnosti, kalcijum se u prirodi ne pojavljuje u slobodnom obliku. Najviše kalcijuma nalazi se u silikatima (cm. SILIKATI) i aluminosilikati (cm. ALUMINIJSKI SILIKATI) razne stijene (graniti (cm. GRANIT), gnajsovi (cm. GNEISS) i tako dalje.). U obliku sedimentnih stijena, spojevi kalcija su predstavljeni kredom i krečnjacima, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita. (cm. KALCIT)(CaCO 3). Kristalni oblik kalcita - mermer - mnogo je rjeđi u prirodi.
Minerali kalcijuma kao što je krečnjak su prilično česti (cm. KRAČNJAK) CaCO3, anhidrit (cm. ANHIDRIT) CaSO 4 i gips (cm. GIGPS) CaSO 4 2H 2 O, fluorit (cm. FLUORIT) CaF 2, apatiti (cm. APATITE) Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), dolomit (cm. DOLOMIT) MgCO 3 ·CaCO 3 . Prisustvo soli kalcija i magnezija u prirodnoj vodi određuje njenu tvrdoću (cm. TVRDOĆA VODE). Značajna količina kalcijuma nalazi se u živim organizmima. Dakle, hidroksiapatit Ca 5 (PO 4) 3 (OH), ili, u drugom unosu, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca(OH) 2, je osnova koštanog tkiva kičmenjaka, uključujući ljude; Ljuske i ljuske mnogih beskičmenjaka, ljuske jaja, itd. su napravljene od kalcijum karbonata CaCO 3.
Potvrda
Metalni kalcij se dobija elektrolizom taline koja se sastoji od CaCl 2 (75-80%) i KCl ili od CaCl 2 i CaF 2, kao i aluminotermnom redukcijom CaO na 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Fizička i hemijska svojstva
Metalni kalcijum postoji u dvije alotropske modifikacije (vidi Alotropija (cm. ALOTROPIJA)). Do 443 °C, a-Ca sa kubičnom licem centriranom rešetkom (parametar a = 0,558 nm) je stabilan; b-Ca sa kubičnom telocentričnom rešetkom tipa a-Fe (parametar a = 0,448 nm) je stabilniji. Tačka topljenja kalcijuma je 839 °C, tačka ključanja je 1484 °C, gustina je 1,55 g/cm3.
Hemijska aktivnost kalcijuma je visoka, ali niža od svih ostalih zemnoalkalnih metala. Lako reaguje sa kiseonikom, ugljičnim dioksidom i vlagom u vazduhu, zbog čega je površina metalnog kalcijuma obično zagasito siva, pa se u laboratoriji kalcijum obično skladišti, kao i drugi zemnoalkalni metali, u dobro zatvorenoj tegli ispod sloja. kerozina.
U nizu standardnih potencijala, kalcijum se nalazi lijevo od vodonika. Standardni elektrodni potencijal para Ca 2+ /Ca 0 je –2,84 V, tako da kalcijum aktivno reaguje sa vodom:
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2.
Kalcijum reaguje sa aktivnim nemetalima (kiseonik, hlor, brom) pod normalnim uslovima:
2Ca + O 2 = 2CaO; Ca + Br 2 = CaBr 2.
Kada se zagrije na zraku ili kisiku, kalcij se zapali. Kalcijum reaguje sa manje aktivnim nemetalima (vodikom, borom, ugljenikom, silicijumom, azotom, fosforom i drugima) kada se zagreva, na primer:
Ca + H 2 = CaH 2 (kalcijum hidrid),
Ca + 6B = CaB 6 (kalcijum borid),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (kalcijum nitrid)
Ca + 2C = CaC 2 (kalcijum karbid)
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (kalcijum fosfid), poznati su i kalcijum fosfidi sastava CaP i CaP 5;
2Ca + Si = Ca 2 Si (kalcijum silicid), poznati su i kalcijum silicidi sastava CaSi, Ca 3 Si 4 i CaSi 2.
Pojava gore navedenih reakcija u pravilu je praćena oslobađanjem velike količine topline (tj. ove reakcije su egzotermne). U svim jedinjenjima sa nemetalima, oksidaciono stanje kalcijuma je +2. Većina spojeva kalcija s nemetalima lako se razgrađuje vodom, na primjer:
CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2,
Ca 3 N 2 + 3H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2NH 3.
Kalcijum oksid je obično bazičan. U laboratoriji i tehnologiji dobija se termičkom razgradnjom karbonata:
CaCO 3 = CaO + CO 2.
Tehnički kalcijum oksid CaO naziva se živo vapno.
Reaguje sa vodom da formira Ca(OH) 2 i oslobađa veliku količinu toplote:
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2.
Ca(OH)2 dobijen na ovaj način obično se naziva gašeno vapno ili krečno mleko (cm. LIMENO MLIJEKO) zbog činjenice da je rastvorljivost kalcijum hidroksida u vodi niska (0,02 mol/l na 20°C), a kada se doda u vodu, formira se bijela suspenzija.
Kada je u interakciji s kiselim oksidima, CaO stvara soli, na primjer:
CaO + CO 2 = CaCO 3; CaO + SO 3 = CaSO 4.
Ca 2+ jon je bezbojan. Kada se u plamen dodaju kalcijumove soli, plamen postaje ciglastocrven.
Kalcijumove soli kao što su CaCl 2 hlorid, CaBr 2 bromid, CaI 2 jodid i Ca(NO 3) 2 nitrat su visoko rastvorljive u vodi. Nerastvorljivi u vodi su fluorid CaF 2, karbonat CaCO 3, sulfat CaSO 4, prosječni ortofosfat Ca 3 (PO 4) 2, oksalat CaC 2 O 4 i neki drugi.
Važno je da je, za razliku od prosječnog kalcijum karbonata CaCO 3, kiseli kalcijum karbonat (bikarbonat) Ca(HCO 3) 2 rastvorljiv u vodi. U prirodi to dovodi do sljedećih procesa. Kada hladna kišnica ili riječna voda, zasićena ugljičnim dioksidom, prodre pod zemlju i padne na krečnjak, uočava se njihovo otapanje:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2.
Na istim mjestima gdje voda zasićena kalcijum bikarbonatom izlazi na površinu zemlje i zagrijava se sunčevim zracima, događa se obrnuta reakcija:
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Tako se u prirodi prenose velike mase tvari. Kao rezultat toga, pod zemljom se mogu formirati ogromne rupe (vidi Karst (cm. KRŠ (prirodni fenomen))), a u pećinama se formiraju prekrasne kamene „sleđe“ - stalaktiti (cm. STALAKTITI (mineralne formacije)) i stalagmitima (cm. STALAGMITI).
Prisustvo rastvorenog kalcijum bikarbonata u vodi u velikoj meri određuje privremenu tvrdoću vode. (cm. TVRDOĆA VODE). Naziva se privremenim jer kada voda proključa, bikarbonat se razgrađuje i taloži CaCO 3. Ova pojava dovodi, na primjer, do činjenice da se kamenac stvara u kotliću s vremenom.
Primena kalcijuma i njegovih spojeva
Metalni kalcijum se koristi za metalotermnu proizvodnju uranijuma (cm. URAN (hemijski element)), torijum (cm. TORIJA), titanijum (cm. TITAN (hemijski element)), cirkonijum (cm. CIRKONIJ), cezijum (cm. CEZIJUM) i rubidijum (cm. RUBIDIJUM).
Prirodna jedinjenja kalcija se široko koriste u proizvodnji veziva (cement (cm. CEMENT), gips (cm. GIGPS), kreč, itd.). Vezivno dejstvo gašenog vapna zasniva se na činjenici da kalcijum hidroksid vremenom reaguje sa ugljen-dioksidom u vazduhu. Kao rezultat tekuće reakcije nastaju igličasti kristali kalcita CaCO3, koji prerastaju u obližnje kamenje, cigle i druge građevinske materijale i, takoreći, spajaju ih u jedinstvenu cjelinu. Kristalni kalcijum karbonat - mermer - odličan je završni materijal. Kreda se koristi za krečenje. Velike količine krečnjaka se troše u proizvodnji livenog gvožđa, jer omogućavaju pretvaranje vatrostalnih nečistoća rude gvožđa (na primer, kvarc SiO 2) u relativno nisko topljive troske.
Izbjeljivač je vrlo efikasan kao dezinficijens. (cm. PRAŠAK ZA IZBJELJIVANJE)- “izbjeljivač” Ca(OCl)Cl - miješani hlorid i kalcijum hipohlorid (cm. KALCIJUM HIPOHLORIT), sa visokom oksidacionom sposobnošću.
Široko se koristi i kalcijum sulfat, koji postoji i u obliku bezvodnog jedinjenja i u obliku kristalnih hidrata - takozvanog "poluvodenog" sulfata - alabastra (cm. ALEVIZ FRYAZIN (milanski)) CaSO 4 ·0,5H 2 O i dihidrat sulfat - gips CaSO 4 ·2H 2 O. Gips se široko koristi u građevinarstvu, u vajarstvu, za izradu štukature i raznih umjetničkih proizvoda. Gips se takođe koristi u medicini za fiksiranje kostiju prilikom preloma.
Kalcijum hlorid CaCl 2 se koristi zajedno sa kuhinjskom soli za suzbijanje zaleđivanja puteva. Kalcijum fluorid CaF 2 je odličan optički materijal.
Kalcijum u telu
Kalcijum je biogeni element (cm. BIOGENI ELEMENTI), stalno prisutan u tkivima biljaka i životinja. Važna komponenta mineralnog metabolizma životinja i ljudi i mineralne ishrane biljaka, kalcijum obavlja različite funkcije u organizmu. Sastoji se od apatita (cm. APATITI), kao i sulfat i karbonat, kalcijum čini mineralnu komponentu koštanog tkiva. Ljudsko tijelo teško 70 kg sadrži oko 1 kg kalcija. Kalcijum učestvuje u funkcionisanju jonskih kanala (cm. IONSKI KANALI) transport tvari kroz biološke membrane u prijenosu nervnih impulsa (cm. NERVNI IMPULS), u procesima zgrušavanja krvi (cm. ZGRUŠAVANJE KRVI) i đubrenje. Kalciferoli regulišu metabolizam kalcijuma u telu (cm. KALCIFEROLI)(vitamin D). Nedostatak ili višak kalcijuma dovodi do raznih bolesti – rahitisa (cm. rahitis), kalcinoza (cm. KALCINOZA) itd. Stoga ljudska hrana mora sadržavati kalcijumove spojeve u potrebnim količinama (800-1500 mg kalcijuma dnevno). Sadržaj kalcijuma je visok u mliječnim proizvodima (kao što su svježi sir, sir, mlijeko), nekim povrćem i drugim namirnicama. Preparati kalcijuma se široko koriste u medicini.

enciklopedijski rječnik. 2009 .

Sinonimi:

Pogledajte šta je "kalcijum" u drugim rječnicima:

- (Ca) žuti sjajni i viskozni metal. Specifična težina 1.6. Rječnik stranih riječi uključenih u ruski jezik. Pavlenkov F., 1907. KALCIJUM (novi latinski kalcijum, od latinskog calx lime). Metal srebrne boje. Rečnik stranih reči, ... ... Rečnik stranih reči ruskog jezika

KALCIJUM- KALCIJUM, Kalcijum, hemijski. element, simbol Ca, sjajni, srebrno-bijeli kristalni metal. lom, koji spada u grupu zemnoalkalnih metala. Ud. težina 1,53; at. V. 40.07; tačka topljenja 808°. Sa je jedan od veoma... Velika medicinska enciklopedija

- (Kalcijum), Ca, hemijski element II grupe periodnog sistema, atomski broj 20, atomska masa 40,08; odnosi se na zemnoalkalne metale; tačka topljenja 842shC. Sadrži u koštanom tkivu kičmenjaka, školjkama mekušaca i ljusci jaja. Kalcijum ... ... Moderna enciklopedija

Metal je srebrno-bijel, viskozan, savitljiv i brzo oksidira na zraku. Brzina topljenja pa 800-810°. U prirodi se nalazi u obliku raznih soli koje formiraju naslage krede, krečnjaka, mermera, fosforita, apatita, gipsa itd. do... ... Tehnički željeznički rječnik

- (latinski kalcijum) Ca, hemijski element II grupe periodnog sistema, atomski broj 20, atomska masa 40,078, pripada zemnoalkalnim metalima. Naziv od latinskog calx, genitiv calcis lime. Srebrno bijeli metal, ... ... Veliki enciklopedijski rječnik

- (simbol Ca), široko rasprostranjeni srebrno-bijeli metal iz grupe ALKALNE ZEMLJE, prvi put izolovan 1808. godine. Nalazi se u mnogim stijenama i mineralima, posebno u krečnjaku i gipsu, kao iu kostima. U organizmu podstiče... Naučno-tehnički enciklopedijski rečnik

Ca (od latinskog Calx, rod calcis lime *a. kalcij; n. Kalzium; f. kalcij; i. calcio), hemikalija. element periodične grupe II. Mendeljejev sistem, at.sci. 20, at. m. 40.08. Sastoji se od šest stabilnih izotopa: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%),… … Geološka enciklopedija

KALCIJUM, kalcijum, mnogi drugi. ne, mužu (od latinskog calx lime) (hemijski). Hemijski element je srebrno-bijeli metal koji se nalazi u kreču. Ušakovljev rečnik objašnjenja. D.N. Ushakov. 1935 1940 … Ushakov's Explantatory Dictionary

KALCIJUM, ja, muž. Hemijski element, mekani srebrno-bijeli metal. | adj. kalcijum, oh, oh. Kalcijumove soli. Ozhegov rečnik objašnjenja. S.I. Ozhegov, N.Yu. Shvedova. 1949 1992 … Ozhegov's Explantatory Dictionary

Muž. metal koji čini hemijsku osnovu kreča. Kalcinirati nešto, spaliti metal, so ili kamen. Kalcifikacija žena Ova akcija je paljenje, pregrijavanje. Dahl's Explantatory Dictionary. IN AND. Dahl. 1863 1866 … Dahl's Explantatory Dictionary

Ona čini koštani skelet, ali tijelo nije u stanju da proizvede taj element samo. Govorimo o kalcijumu. Odrasle žene i muškarci treba da primaju najmanje 800 miligrama zemnoalkalnih metala dnevno. Može se ekstrahovati iz ovsene kaše, lešnika, mleka, ječma, pavlake, pasulja i badema.

Kalcijum nalazi se i u grašku, senfu i svježem siru. Istina, ako ih kombinirate sa slatkišima, kafom, kolu i hranom bogatom oksalnom kiselinom, probavljivost elementa se smanjuje.

Gastrična sredina postaje alkalna, kalcijum se hvata u nerastvorljivom stanju i izlučuje iz organizma. Kosti i zubi počinju da se raspadaju. Šta je to sa elementom, budući da je postao jedan od najvažnijih za živa bića, i ima li koristi od supstance izvan njihovih organizama?

Hemijska i fizička svojstva kalcijuma

Element zauzima 20. mjesto u periodnom sistemu. Nalazi se u glavnoj podgrupi 2. grupe. Period kojem pripada kalcijum je 4. To znači da atom supstance ima 4 elektronska nivoa. Sadrže 20 elektrona, što je naznačeno atomskim brojem elementa. Takođe pokazuje napunjenost - +20.

Kalcijum u telu, kao i u prirodi, je zemnoalkalni metal. To znači da je u svom čistom obliku element srebrno-bijel, sjajan i lagan. Tvrdoća zemnoalkalnih metala je veća od tvrdoće alkalnih metala.

Indikator kalcijuma je oko 3 boda prema. Na primjer, gips ima istu tvrdoću. 20. element se može rezati nožem, ali je to mnogo teže od bilo kojeg od jednostavnih alkalnih metala.

Šta znači naziv "zemlja alkalna"? Ovako su alhemičari nazvali kalcij i druge metale njegove grupe. Okside elemenata su nazvali zemlja. Oksidi supstanci grupe kalcijuma daju alkalno okruženje vodi.

Međutim, radij, barij, kao i 20. element, nalaze se ne samo u kombinaciji s kisikom. U prirodi postoji mnogo kalcijevih soli. Najpoznatiji od njih je mineral kalcit. Oblik ugljičnog dioksida metala je dobro poznata kreda, krečnjak i gips. Svaki od njih jeste kalcijum karbonat.

Dvadeseti element takođe ima isparljiva jedinjenja. Oni boje plamen narandžasto-crveno, što postaje jedan od markera za identifikaciju supstanci.

Svi zemnoalkalni metali lako sagorevaju. Da bi kalcij reagovao sa kiseonikom, dovoljni su normalni uslovi. Samo u prirodi element se ne nalazi u svom čistom obliku, samo u spojevima.

Kalcijum oksi- film koji pokriva metal kada je izložen vazduhu. Premaz je žućkast. Ne sadrži samo standardne okside, već i perokside i nitride. Ako je kalcijum u vodi, a ne u zraku, on će istisnuti vodonik iz nje.

U ovom slučaju nastaje talog - kalcijum hidroksid. Ostaci čistog metala isplivaju na površinu, gurnuti mjehurićima vodonika. Ista shema radi sa kiselinama. Sa hlorovodoničnom kiselinom, na primjer, taloži se kalcijum hlorid i oslobađa se vodonik.

Neke reakcije zahtijevaju povišene temperature. Ako dostigne 842 stepena, kalcijum je moguć rastopiti. Na 1.484 Celzijusa, metal ključa.

Kalcijum rastvor, kao čisti element, dobro provodi toplotu i električnu struju. Ali, ako se supstanca jako zagrije, metalna svojstva se gube. Odnosno, nema ih ni rastopljeni ni gasoviti kalcij.

U ljudskom tijelu, element je predstavljen u čvrstom i tekućem agregatnom stanju. Omekšano kalcijum vode, koji je prisutan u, lakše se podnosi. Samo 1% 20. supstance nalazi se izvan kostiju.

Međutim, njegov transport kroz tkiva igra važnu ulogu. Kalcij u krvi regulira kontrakciju mišića, uključujući srce, i održava normalan krvni tlak.

Upotreba kalcijuma

U svom čistom obliku, metal se koristi u. Oni idu na baterijske mreže. Prisustvo kalcijuma u leguri smanjuje samopražnjenje baterija za 10-13%. Ovo je posebno važno za stacionarne modele. Ležajevi su takođe napravljeni od mešavine olova i elementa 20. Jedna od legura naziva se legure ležaja.

Na slici su proizvodi koji sadrže kalcijum

Zemnoalkalijski metal se dodaje čeliku kako bi se uklonile nečistoće sumpora iz legure. Redukciona svojstva kalcijuma su takođe korisna u proizvodnji uranijuma, hroma, cezijuma, rubidija itd.

Kakav kalcijum koristi se u crnoj metalurgiji? I dalje isto čisto. Razlika je u namjeni elementa. Sada, on igra ulogu. Ovo je dodatak legurama koji smanjuje temperaturu njihovog formiranja i olakšava odvajanje troske. Kalcijum u granulama sipa se u električne vakuumske uređaje kako bi se uklonili tragovi zraka iz njih.

48. izotop kalcijuma je tražen u nuklearnim preduzećima. Tamo se proizvode superteški elementi. Sirovine se dobijaju u nuklearnim akceleratorima. Ubrzavaju se uz pomoć jona - svojevrsnih projektila. Ako Ca48 igra njihovu ulogu, efikasnost sinteze se povećava stotinama puta u poređenju sa upotrebom jona drugih supstanci.

U optici se 20. element vrednuje kao jedinjenja. Kalcijum fluorid i volframat postaju sočiva, objektivi i prizme astronomskih instrumenata. Minerali se takođe nalaze u laserskoj tehnologiji.

Geolozi kalcijum fluorid nazivaju fluoritom, a volfram - šeetom. Za optičku industriju biraju se njihovi monokristali, odnosno pojedinačne, velike jedinice sa kontinuiranom rešetkom i jasnim oblikom.

U medicini se takođe ne propisuje čisti metal, već supstance na njegovoj osnovi. Telo ih lakše apsorbuje. Kalcijum glukonat– najjeftiniji lijek koji se koristi za osteoporozu. droga" Kalcijum Magnezijum» propisuje se za adolescente, trudnice i starije osobe.

Potrebni su im dodaci ishrani kako bi zadovoljili povećanu potrebu organizma za 20. elementom i kako bi izbjegli razvojne patologije. Reguliše metabolizam kalcijum-fosfora "kalcijum D3". “D3” u nazivu proizvoda označava prisustvo vitamina D u njemu. Rijedak je, ali neophodan za potpunu apsorpciju kalcijum.

Instrukcije To "Kalcijum nikomed3" ukazuje na to da lijek pripada farmaceutskim sastavima kombiniranog djelovanja. Isto se govori o kalcijum hlorid. Ne samo da nadoknađuje nedostatak 20. elementa, već i spašava od intoksikacije, a također je u stanju zamijeniti krvnu plazmu. U nekim patološkim stanjima to može biti neophodno.

Lijek je dostupan i u ljekarnama Kalcijum je kiselina askorbinska." Ovaj duet se propisuje tokom trudnoće i dojenja. Tinejdžerima su takođe potrebni suplementi.

Vađenje kalcijuma

Kalcijum u hrani, minerali, jedinjenja, poznata je čovečanstvu od davnina. Metal je izolovan u svom čistom obliku tek 1808. Sreća se nasmiješila Humphryju Davyju. Engleski fizičar ekstrahovao je kalcij elektrolizom rastopljenih soli tog elementa. Ova metoda se i danas koristi.

Međutim, industrijalci češće pribjegavaju drugoj metodi, otkrivenoj nakon Humphreyjevog istraživanja. Kalcijum se redukuje iz njegovog oksida. Reakcija se ponekad pokreće prahom. Interakcija se odvija u uslovima vakuuma na povišenim temperaturama. Kalcijum je prvi put izolovan na ovaj način sredinom prošlog veka, u SAD.

Cijena kalcijuma

Malo je proizvođača metalnog kalcijuma. Dakle, u Rusiji snabdevanje uglavnom vrši Čapčka mašinska tvornica. Nalazi se u Udmurtiji. Firma se bavi prodajom granula, strugotine i komadnog metala. Cijena po toni sirovina je oko 1.500 dolara.

Proizvod nude i neke hemijske laboratorije, na primer, Rusko hemičarsko društvo. Najnoviji, nudi 100 grama kalcijum. Recenzije ukazuje da je u pitanju prah pod uljem. Cijena jednog paketa je 320 rubalja.

Osim ponuda za kupovinu pravog kalcijuma, na internetu se prodaju i poslovni planovi za njegovu proizvodnju. Za oko 70 stranica teoretskih proračuna traže oko 200 rubalja. Većina planova je izrađena 2015. godine, odnosno još nisu izgubili na aktuelnosti.

Kalcijum je vrlo čest u prirodi u obliku raznih jedinjenja. U zemljinoj kori zauzima peto mjesto sa 3,25%, a najčešće se nalazi u obliku krečnjaka CaCO3, dolomita CaCO3*MgCO3, gipsa CaSO4*2H2O, fosforita Ca3(PO4)2 i fluorita CaF2, ne računajući značajno udio kalcija u sastavu silikatnih stijena. Morska voda sadrži u proseku 0,04% (tež.) kalcijuma

Fizička i hemijska svojstva kalcijuma

Kalcijum je u podgrupi zemnoalkalnih metala II grupe periodnog sistema elemenata; serijski broj 20, atomska težina 40,08, valencija 2, atomska zapremina 25,9. Izotopi kalcijuma: 40 (97%), 42 (0,64%), 43 (0,15%), 44 (2,06%), 46 (0,003%), 48 (0,185%). Elektronska struktura atoma kalcija: 1s2, 2s2p6, 3s2p6, 4s2. Atomski radijus je 1,97 A, radijus jona je 1,06 A. Do 300° kristali kalcijuma imaju oblik kocke sa centriranim površinama i veličinom stranice 5,53 A, iznad 450° imaju šestougaoni oblik. Specifična težina kalcijuma je 1,542, tačka topljenja 851°, tačka ključanja 1487°, toplota fuzije 2,23 kcal/mol, toplota isparavanja 36,58 kcal/mol. Atomski toplotni kapacitet čvrstog kalcijuma Cr = 5,24 + 3,50*10V-3 T za 298-673° K i Cp = 6,29+1,40*10V-3T za 673-1124° K; za tečni kalcijum Cp = 7,63. Entropija čvrstog kalcijuma je 9,95 ± 1, gasovitog na 25° 37,00 ± 0,01.
Elastičnost pare čvrstog kalcijuma proučavao je Yu.A. Priselkov i A.N. Nesmeyanov, P. Douglas i D. Tomlin. Vrijednosti tlaka zasićene pare kalcijuma date su u tabeli. 1.

U pogledu toplotne provodljivosti, kalcijum se približava natrijumu i kalijumu, na temperaturama od 20-100° koeficijent linearne ekspanzije je 25*10v-6, na 20° električna otpornost je 3,43 μ ohm/cm3, od 0 do 100°. temperaturni koeficijent električnog otpora je 0,0036. Elektrohemijski ekvivalent 0,74745 g/a*h. Vlačna čvrstoća kalcijuma 4,4 kg/mm2, tvrdoća po Brinelu 13, izduženje 53%, relativna kontrakcija 62%.
Kalcijum ima srebrno-bijelu boju i sjaji kada se razbije. Na zraku je metal prekriven tankim plavkasto-sivim filmom nitrida, oksida i djelomično kalcijum peroksida. Kalcijum je fleksibilan i savitljiv; može se obraditi na strugu, bušiti, rezati, pilati, presovati, vući itd. Što je metal čistiji, veća je njegova duktilnost.
U nizu napona, kalcijum se nalazi među najelektronegativnijim metalima, što objašnjava njegovu visoku hemijsku aktivnost. Na sobnoj temperaturi kalcijum ne reaguje sa suvim vazduhom, na 300° i iznad njega intenzivno oksidira, a pri jakom zagrevanju gori jarkim narandžasto-crvenkastim plamenom. U vlažnom zraku, kalcij postupno oksidira, pretvarajući se u hidroksid; S hladnom vodom reaguje relativno sporo, ali snažno istiskuje vodonik iz tople vode, formirajući hidroksid.
Azot reaguje sa kalcijumom primetno na temperaturi od 300° i veoma intenzivno na 900° sa stvaranjem nitrida Ca3N2. Sa vodonikom na temperaturi od 400°, kalcijum formira hidrid CaH2. Kalcijum se ne vezuje za suhe halogene, sa izuzetkom fluora, na sobnoj temperaturi; intenzivno formiranje halogenida dolazi na 400° i više.
Jaka sumporna (65-60° Be) i azotna kiselina slabo deluju na čisti kalcijum. Među vodenim rastvorima mineralnih kiselina, hlorovodonična kiselina je veoma jaka, azotna kiselina je jaka, a sumporna kiselina je slaba. U koncentriranim otopinama NaOH i otopinama sode, kalcij se gotovo ne uništava.

Aplikacija

Kalcijum se sve više koristi u raznim industrijama. Nedavno je dobio veliki značaj kao redukciono sredstvo u pripremi niza metala. Čisti metalni uranijum se dobija redukcijom uranijum fluorida metalnim kalcijumom. Kalcij ili njegovi hidridi mogu se koristiti za redukciju titanovih oksida, kao i oksida cirkonija, torija, tantala, niobija i drugih rijetkih metala. Kalcij je dobar deoksidant i degazator u proizvodnji bakra, nikla, krom-nikl legura, specijalnih čelika, nikla i kalajne bronce; uklanja sumpor, fosfor i ugljik iz metala i legura.
Kalcijum sa bizmutom stvara vatrostalna jedinjenja, pa se koristi za prečišćavanje olova od bizmuta.
Kalcijum se dodaje raznim lakim legurama. Pomaže poboljšati površinu ingota, fino zrno i smanjiti oksidaciju. Legure ležajeva koje sadrže kalcij imaju široku primjenu. Legure olova (0,04% Ca) mogu se koristiti za izradu omotača kablova.
Kalcij se koristi za dehidraciju alkohola i rastvarača za odsumporavanje naftnih derivata. Legure kalcija sa cinkom ili sa cinkom i magnezijumom (70% Ca) koriste se za proizvodnju visokokvalitetnog poroznog betona. Kalcijum je deo antifrikcionih legura (olovo-kalcijum babit).
Zbog sposobnosti vezivanja kiseonika i azota, kalcijum ili legure kalcijuma sa natrijumom i drugim metalima koriste se za prečišćavanje plemenitih gasova i kao hvatač u vakuum radio opremi. Kalcijum se takođe koristi za proizvodnju hidrida, koji je izvor vodonika na terenu. Sa ugljikom, kalcij formira kalcijum karbid CaC2, koji se u velikim količinama koristi za proizvodnju acetilena C2H2.

Istorija razvoja

Dewi je prvi put dobio kalcijum u obliku amalgama 1808. godine, koristeći elektrolizu vlažnog vapna sa živinom katodom. Godine 1852., Bunsen je elektrolizom otopine kalcijum hlorida klorovodične kiseline dobio amalgam s visokim sadržajem kalcija. Godine 1855. Bunsen i Matthiessen su dobili čisti kalcij elektrolizom CaCl2, a Moissan elektrolizom CaF2. Godine 1893. Borchers je značajno poboljšao elektrolizu kalcijum hlorida korišćenjem katodnog hlađenja; Arndt je 1902. elektrolizom dobio metal koji sadrži 91,3% Ca. Ruff i Plata su koristili mješavinu CaCl2 i CaF2 da smanje temperaturu elektrolize; Borchers i Stockham su dobili sunđer na temperaturi ispod tačke topljenja kalcijuma.
Problem elektrolitičke proizvodnje kalcija riješili su Rathenau i Suter, predlažući metodu elektrolize sa katodom na dodir, koja je ubrzo postala industrijska. Bilo je mnogo prijedloga i pokušaja proizvodnje legura kalcija elektrolizom, posebno na tečnoj katodi. Prema F.O. Banzel, legure kalcijuma mogu se dobiti elektrolizom CaF2 uz dodatak soli ili fluoroksida drugih metala. Poulene i Melan su pripremili leguru Ca-Al na katodi tečnog aluminija; Kügelgen i Seward su dobili leguru Ca-Zn na katodi cinka. Proizvodnja legura Ca-Zn proučavali su 1913. W. Moldenhauer i J. Andersen, a pripremali su i legure Pb-Ca na olovnoj katodi. Koba, Simkins i Gire su koristili elektrolizator sa olovom od 2000 A i dobili leguru sa 2% Ca pri strujnoj efikasnosti od 20%. I. Tselikov i V. Wasinger dodali su NaCl u elektrolit da bi se dobila legura sa natrijumom; R.R. Syromyatnikov je pomiješao leguru i postigao 40-68% strujne efikasnosti. Legure kalcija sa olovom, cinkom i bakrom proizvode se elektrolizom u industrijskim razmjerima
Termička metoda proizvodnje kalcija privukla je veliko interesovanje. Aluminotermnu redukciju oksida otkrio je 1865. godine H.H. Beketov. Godine 1877. Malet je otkrio interakciju mješavine oksida kalcijuma, barijuma i stroncijuma sa aluminijumom kada se zagrevaju. Winkler je pokušao da te iste okside redukuje magnezijumom; Biltz i Wagner, reducirajući kalcijum oksid aluminijumom u vakuumu, dobili su nizak prinos metala.Gunz je 1929. postigao bolje rezultate. A.I. Voinitsky je 1938. reducirao kalcijev oksid u laboratoriji sa aluminijumskim i silicijumskim legurama. Metoda je patentirana 1938. godine. Krajem Drugog svjetskog rata termalna metoda je dobila industrijsku primjenu.
Godine 1859. Caron je predložio metodu za proizvodnju legura natrijuma sa zemnoalkalnim metalima djelovanjem metalnog natrijuma na njihove kloride. Ovom metodom dobija se kalcijum (i barin) u leguri sa olovom.Pre Drugog svetskog rata industrijska proizvodnja kalcijuma elektrolizom vršena je u Nemačkoj i Frakciji. U Biterfeldu (Nemačka), u periodu od 1934. do 1939. godine, proizvodilo se 5-10 tona kalcijuma godišnje.Potrebe SAD za kalcijumom pokrivale su se uvozom, koji je u periodu 1920-1940. godine iznosio 10-25 g godišnje. Od 1940. godine, kada je uvoz iz Francuske prestao, Sjedinjene Države su počele da same proizvode kalcijum u značajnim količinama elektrolizom; na kraju rata počeli su da dobijaju kalcijum vakuumsko-termalnom metodom; prema S. Loomisu, njegova proizvodnja je dostigla 4,5 tona dnevno. Prema Minerale Yarbook, Dominium Magnesium u Kanadi proizvodi kalcijum godišnje:

Nema informacija o obimu proizvodnje kalcija posljednjih godina.

22.07.2019

Aluminijske konstrukcije su pouzdane u upotrebi i mogu trajati decenijama. Međutim, da bi se osigurao tako dug vijek trajanja...

22.07.2019

22.07.2019

Mnogi vlasnici polovnih vozila razmišljaju o prodaji automobila na staro. Zastarjeli modeli Žigulija, Volge i Moskviča nisu...

20.07.2019

Indijska korporacija National Aluminium Company predstavila je svoj projekat kapitalnih investicija za blisku budućnost u prvim danima jula ove godine. ona ide...

20.07.2019

Nije tajna da su kabelski proizvodi dizajnirani za određeni period rada i skladištenja. Nakon što se završi, morate...

20.07.2019

Određene poteškoće mogu nastati pri odabiru i kupovini kliznih kapija. Postoji mnogo varijanti takvih proizvoda. Međusobno se razlikuju po dizajnu...

20.07.2019

Granitni spomenici su moćni i monumentalni, ali i oni, kao i svi ostali proizvodi, zahtijevaju pažljivu i redovitu njegu. Briga o granitu je prilično jednostavna...

Kalcijum je hemijski element grupe II sa atomskim brojem 20 u periodnom sistemu, označen simbolom Ca (lat. Kalcijum). Kalcijum je meki zemnoalkalni metal srebrno-sive boje.

Element 20 periodnog sistema Naziv elementa dolazi od lat. calx (u genitivu calcis) - „kreč“, „meki kamen“. Predložio ga je engleski hemičar Humphry Davy, koji je izolovao metalni kalcij 1808.
Jedinjenja kalcijuma - krečnjak, mermer, gips (kao i kreč - proizvod kalcinacije krečnjaka) koriste se u građevinarstvu pre nekoliko hiljada godina.
Kalcijum je jedan od najčešćih elemenata na Zemlji. Jedinjenja kalcijuma nalaze se u gotovo svim životinjskim i biljnim tkivima. On čini 3,38% mase zemljine kore (5. najzastupljeniji nakon kiseonika, silicijuma, aluminijuma i gvožđa).

Pronalaženje kalcijuma u prirodi

Zbog svoje visoke hemijske aktivnosti, kalcijum se u prirodi ne pojavljuje u slobodnom obliku.
Kalcijum čini 3,38% mase zemljine kore (5. najzastupljeniji nakon kiseonika, silicijuma, aluminijuma i gvožđa). Sadržaj elementa u morskoj vodi je 400 mg/l.

Izotopi

Kalcijum se u prirodi javlja kao mešavina šest izotopa: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca i 48Ca, od kojih najčešći, 40Ca, čini 96,97%. Kalcijumova jezgra sadrže magični broj protona: Z = 20. Izotopi
40
20
Ca20 i
48
20
Ca28 su dva od pet jezgara koja postoje u prirodi sa dvostruko većim magičnim brojem.
Od šest prirodnih izotopa kalcijuma, pet je stabilno. Šesti izotop 48Ca, najteži od šest i vrlo rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,187%), prolazi kroz dvostruki beta raspad s vremenom poluraspada od 1,6 1017 godina.

U stijenama i mineralima

Najveći dio kalcija se nalazi u silikatima i aluminosilikatima raznih stijena (graniti, gnajsi, itd.), posebno u feldspatu - Ca anortitu.
U obliku sedimentnih stijena, spojevi kalcija su predstavljeni kredom i krečnjacima, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita (CaCO3). Kristalni oblik kalcita - mermer - mnogo je rjeđi u prirodi.
Prilično su rasprostranjeni minerali kalcijuma kao što su kalcit CaCO3, anhidrit CaSO4, alabaster CaSO4 0,5H2O i gips CaSO4 2H2O, fluorit CaF2, apatit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomit MgCO3 CaCO3. Prisustvo soli kalcija i magnezija u prirodnoj vodi određuje njenu tvrdoću.
Kalcijum, koji snažno migrira u zemljinoj kori i akumulira se u različitim geohemijskim sistemima, formira 385 minerala (četvrti najveći broj minerala).

Biološka uloga kalcijuma

Kalcijum je uobičajen makronutrijent u organizmu biljaka, životinja i ljudi. Kod ljudi i drugih kičmenjaka, većina se nalazi u skeletu i zubima. Kalcijum se nalazi u kostima u obliku hidroksiapatita. „Kosturi“ većine grupa beskičmenjaka (spužve, koralni polipi, mekušci, itd.) napravljeni su od različitih oblika kalcijum karbonata (kreč). Kalcijumovi joni su uključeni u procese zgrušavanja krvi, a služe i kao jedan od univerzalnih sekundarnih glasnika unutar ćelija i regulišu niz intracelularnih procesa – kontrakciju mišića, egzocitozu, uključujući lučenje hormona i neurotransmitera. Koncentracija kalcijuma u citoplazmi ljudskih ćelija je oko 10-4 mmol/l, u međućelijskim tečnostima je oko 2,5 mmol/l.

Potrebe za kalcijumom zavise od starosti. Za odrasle od 19-50 godina i decu od 4-8 godina uključujući, dnevna potreba (RDA) je 1000 mg (sadržano u približno 790 ml mleka sa 1% sadržaja masti), a za decu uzrasta od 9 do 18 godina - 1300 mg dnevno (sadržano u približno 1030 ml mlijeka sa sadržajem masti od 1%). Tokom adolescencije, unos dovoljno kalcijuma je veoma važan zbog brzog rasta skeleta. Međutim, prema istraživanjima u Sjedinjenim Državama, samo 11% djevojčica i 31% dječaka u dobi od 12-19 godina ostvaruje svoje potrebe. U uravnoteženoj prehrani većina kalcijuma (oko 80%) ulazi u djetetov organizam s mliječnim proizvodima. Preostali kalcij dolazi iz žitarica (uključujući hljeb od cjelovitog zrna i heljde), mahunarki, narandže, zelenila i orašastih plodova. “Mliječni” proizvodi na bazi mliječne masti (maslac, kajmak, pavlaka, sladoled na bazi pavlake) praktički ne sadrže kalcij. Što više mlečne masti sadrži mlečni proizvod, sadrži manje kalcijuma. Apsorpcija kalcijuma u crijevima se odvija na dva načina: transcelularni (transcelularni) i međućelijski (paracelularni). Prvi mehanizam je posredovan djelovanjem aktivnog oblika vitamina D (kalcitriol) i njegovih intestinalnih receptora. Ima veliku ulogu u niskom do umjerenom unosu kalcija. Sa većim sadržajem kalcija u ishrani, međućelijska apsorpcija počinje igrati glavnu ulogu, što je povezano s velikim gradijentom koncentracije kalcija. Zbog transcelularnog mehanizma, kalcij se u većoj mjeri apsorbira u duodenumu (zbog najveće koncentracije kalcitriolnih receptora tamo). Zbog međućelijskog pasivnog prijenosa, apsorpcija kalcija je najaktivnija u sva tri dijela tankog crijeva. Paracelularnu apsorpciju kalcijuma podstiče laktoza (mliječni šećer).

Apsorpciju kalcijuma inhibiraju neke životinjske masti (uključujući mast od kravljeg mlijeka i goveđe masti, ali ne i mast) i palmino ulje. Palmitinske i stearinske masne kiseline sadržane u takvim mastima se odvajaju tokom probave u crijevima i u svom slobodnom obliku čvrsto vezuju kalcij, formirajući kalcijum palmitat i kalcijum stearat (nerastvorljive sapune). U obliku ovog sapuna, i kalcijum i mast se gube u stolici. Ovaj mehanizam je odgovoran za smanjenu apsorpciju kalcija, smanjenu mineralizaciju kostiju i smanjene indirektne mjere čvrstoće kosti kod dojenčadi koja koriste formule za dojenčad na bazi palminog ulja (palminog oleina). Kod takve djece stvaranje kalcijevih sapuna u crijevima povezano je sa stvrdnjavanjem stolice, smanjenjem njene učestalosti, kao i češćom regurgitacijom i kolikama.

Koncentracija kalcijuma u krvi, zbog njegovog značaja za veliki broj vitalnih procesa, precizno je regulisana, a pravilnom ishranom i adekvatnom konzumacijom nemasnih mlečnih proizvoda i vitamina D ne dolazi do manjka. Dugotrajni nedostatak kalcija i/ili vitamina D u ishrani povećava rizik od osteoporoze i uzrokuje rahitis u dojenčadi.

Prevelike doze kalcija i vitamina D mogu uzrokovati hiperkalcemiju. Maksimalna sigurna doza za odrasle u dobi od 19 do 50 godina je 2500 mg dnevno (oko 340 g sira Edam).

Toplotna provodljivost

Kalcijum je element glavne podgrupe druge grupe, četvrtog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D.I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 20. Označen je simbolom Ca (lat. Kalcijum). Jednostavna supstanca kalcijum je meki, hemijski aktivan zemnoalkalni metal srebrno-bele boje.

Kalcijum u okolini

U prirodi ga ima dosta: planinski lanci i glinene stijene nastaju od kalcijevih soli, nalazi se u morskoj i riječnoj vodi, dio je biljnih i životinjskih organizama. Kalcijum čini 3,38% mase zemljine kore (5. najzastupljeniji nakon kiseonika, silicijuma, aluminijuma i gvožđa).

Izotopi kalcijuma

Kalcijum se u prirodi javlja kao mešavina šest izotopa: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca i 48 Ca, među kojima je najčešći – 40 Ca – 96,97%.

Od šest prirodnih izotopa kalcijuma, pet je stabilno. Šesti izotop 48 Ca, najteži od šest i vrlo rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,187%), nedavno je otkriveno da podliježe dvostrukom beta raspadu s poluživotom od 5,3 x 10 19 godina.

Sadržaj kalcija u stijenama i mineralima

Najveći dio kalcija se nalazi u silikatima i aluminosilikatima raznih stijena (graniti, gnajsi, itd.), posebno u feldspatu - Ca anortitu.

U obliku sedimentnih stijena, spojevi kalcija su predstavljeni kredom i krečnjacima, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita (CaCO 3). Kristalni oblik kalcita - mermer - mnogo je rjeđi u prirodi.

Minerali kalcijuma kao što su kalcit CaCO 3 , anhidrit CaSO 4 , alabaster CaSO 4 ·0,5H 2 O i gips CaSO 4 ·2H 2 O, fluorit CaF 2 , apatiti Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), dolomit MgCO 3 ·CaCO 3 . Prisustvo soli kalcija i magnezija u prirodnoj vodi određuje njenu tvrdoću.

Kalcijum, koji snažno migrira u zemljinoj kori i akumulira se u različitim geohemijskim sistemima, formira 385 minerala (četvrti najveći broj minerala).

Migracija kalcijuma u zemljinoj kori

U prirodnoj migraciji kalcija, značajnu ulogu igra "karbonatna ravnoteža", povezana s reverzibilnom reakcijom interakcije kalcijevog karbonata s vodom i ugljičnim dioksidom s stvaranjem rastvorljivog bikarbonata:

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

(ravnoteža se pomiče lijevo ili desno ovisno o koncentraciji ugljičnog dioksida).

Biogene migracije igraju veliku ulogu.

Sadržaj kalcijuma u biosferi

Jedinjenja kalcijuma nalaze se u skoro svim životinjskim i biljnim tkivima (vidi i dole). Značajna količina kalcijuma nalazi se u živim organizmima. Dakle, hidroksiapatit Ca 5 (PO 4) 3 OH, ili, u drugom unosu, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca(OH) 2, je osnova koštanog tkiva kičmenjaka, uključujući ljude; Ljuske i ljuske mnogih beskičmenjaka, ljuske jaja i dr. su napravljene od kalcijum karbonata CaCO 3. U živim tkivima ljudi i životinja ima 1,4-2% Ca (po masenom udjelu); u ljudskom tijelu težine 70 kg, sadržaj kalcija je oko 1,7 kg (uglavnom u međućelijskoj tvari koštanog tkiva).

Dobijanje kalcijuma

Kalcijum je prvi put dobio Davy 1808. godine pomoću elektrolize. Ali, kao i drugi alkalni i zemnoalkalni metali, element br. 20 se ne može dobiti elektrolizom iz vodenih rastvora. Kalcijum se dobija elektrolizom njegovih rastopljenih soli.

Ovo je složen i energetski intenzivan proces. Kalcijum hlorid se topi u elektrolizeru uz dodatak drugih soli (potrebne su za snižavanje tačke topljenja CaCl 2).

Čelična katoda dodiruje samo površinu elektrolita; oslobođeni kalcij se lijepi i stvrdne na njemu. Kako se kalcij oslobađa, katoda se postepeno podiže i na kraju se dobije kalcijumska „šipka“ dužine 50...60 cm, zatim se vadi, otkine sa čelične katode i proces počinje iznova. “Metoda dodira” proizvodi kalcij koji je jako kontaminiran kalcijum hloridom, gvožđem, aluminijumom i natrijumom. Pročišćava se topljenjem u atmosferi argona.

Ako se čelična katoda zamijeni katodom napravljenom od metala koji se može legirati kalcijem, tada će se odgovarajuća legura dobiti tokom elektrolize. Ovisno o namjeni, može se koristiti kao legura, ili se čisti kalcij može dobiti destilacijom u vakuumu. Tako se dobijaju legure kalcijuma sa cinkom, olovom i bakrom.

Drugi metod za proizvodnju kalcijuma - metalotermni - teorijski je opravdao još 1865. godine poznati ruski hemičar N.N. Beketov. Kalcijum se redukuje sa aluminijumom pod pritiskom od samo 0,01 mmHg. Temperatura procesa 1100...1200°C. Kalcijum se dobija u obliku pare, koja se zatim kondenzuje.

Poslednjih godina razvijena je još jedna metoda dobijanja elementa. Zasnovan je na termalnoj disocijaciji kalcijum karbida: karbid zagrijan u vakuumu do 1750°C razgrađuje se u kalcijevu paru i čvrsti grafit.

Fizička svojstva kalcijuma

Metalni kalcijum postoji u dvije alotropske modifikacije. Do 443 °C, α-Ca sa kubičnom rešetkom usredsređenom na lice (parametar a = 0,558 nm) je stabilan; β-Ca sa kubičnom telesno centriranom rešetkom tipa α-Fe (parametar a = 0,448 nm) je stabilniji. Standardna entalpija Δ H 0 prelaz α → β je 0,93 kJ/mol.

Postepenim povećanjem pritiska počinje da ispoljava svojstva poluprovodnika, ali ne postaje poluprovodnik u punom smislu te reči (više nije ni metal). Daljnjim povećanjem tlaka, vraća se u metalno stanje i počinje pokazivati ​​supravodljiva svojstva (temperatura supravodljivosti je šest puta viša od one žive, a po vodljivosti daleko nadmašuje sve ostale elemente). Jedinstveno ponašanje kalcija je na mnogo načina slično stroncijumu.

Uprkos sveprisutnosti elementa, čak ni hemičari nisu svi vidjeli elementarni kalcij. Ali ovaj metal, i po izgledu i po ponašanju, potpuno se razlikuje od alkalnih metala, kontakt s kojima je prepun opasnosti od požara i opekotina. Može se bezbedno čuvati na vazduhu, ne pali se od vode. Mehanička svojstva elementarnog kalcijuma ne čine ga „crnom ovcom“ u porodici metala: kalcijum nadmašuje mnoge od njih po snazi ​​i tvrdoći; može se okretati na strugu, izvlačiti u žicu, kovati, presovati.

Pa ipak, elementarni kalcij se gotovo nikada ne koristi kao strukturni materijal. Previše je aktivan za to. Kalcijum lako reaguje sa kiseonikom, sumporom i halogenima. Čak i sa azotom i vodonikom, pod određenim uslovima, reaguje. Okolina ugljikovih oksida, inertna za većinu metala, agresivna je za kalcij. Gori u atmosferi CO i CO 2 .

Naravno, imajući takva hemijska svojstva, kalcijum ne može postojati u prirodi u slobodnom stanju. Ali jedinjenja kalcijuma - i prirodna i veštačka - stekla su iznimnu važnost.

Hemijska svojstva kalcijuma

Kalcijum je tipičan zemnoalkalni metal. Hemijska aktivnost kalcijuma je visoka, ali niža od svih ostalih zemnoalkalnih metala. Lako reaguje sa kiseonikom, ugljen-dioksidom i vlagom u vazduhu, zbog čega je površina metalnog kalcijuma obično mutno siva, pa se u laboratoriji kalcijum obično skladišti, kao i drugi zemnoalkalni metali, u dobro zatvorenoj tegli ispod sloja. kerozina ili tečnog parafina.

U nizu standardnih potencijala, kalcijum se nalazi lijevo od vodonika. Standardni elektrodni potencijal para Ca 2+ /Ca 0 je -2,84 V, tako da kalcijum aktivno reaguje sa vodom, ali bez paljenja:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 + Q.

Kalcijum reaguje sa aktivnim nemetalima (kiseonik, hlor, brom) pod normalnim uslovima:

2Ca + O 2 = 2CaO, Ca + Br 2 = CaBr 2.

Kada se zagrije na zraku ili kisiku, kalcij se zapali. Kalcijum reaguje sa manje aktivnim nemetalima (vodikom, borom, ugljenikom, silicijumom, azotom, fosforom i drugima) kada se zagreva, na primer:

Ca + H 2 = CaH 2, Ca + 6B = CaB 6,

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2, Ca + 2C = CaC 2,

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (kalcijum fosfid), poznati su i kalcijum fosfidi sastava CaP i CaP 5;

2Ca + Si = Ca 2 Si (kalcijum silicid), poznati su i kalcijum silicidi sastava CaSi, Ca 3 Si 4 i CaSi 2.

Pojava gore navedenih reakcija u pravilu je praćena oslobađanjem velike količine topline (odnosno, ove reakcije su egzotermne). U svim jedinjenjima sa nemetalima, oksidaciono stanje kalcijuma je +2. Većina spojeva kalcija s nemetalima lako se razgrađuje vodom, na primjer:

CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2,

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

Ca 2+ jon je bezbojan. Kada se u plamen dodaju rastvorljive soli kalcijuma, plamen postaje ciglastocrven.

Kalcijumove soli kao što su CaCl 2 hlorid, CaBr 2 bromid, CaI 2 jodid i Ca(NO 3) 2 nitrat su visoko rastvorljive u vodi. Nerastvorljivi u vodi su CaF 2 fluorid, CaCO 3 karbonat, CaSO 4 sulfat, Ca 3 (PO 4) 2 ortofosfat, CaC 2 O 4 oksalat i neki drugi.

Važno je da je, za razliku od kalcijum karbonata CaCO 3, kiseli kalcijum karbonat (bikarbonat) Ca(HCO 3) 2 rastvorljiv u vodi. U prirodi to dovodi do sljedećih procesa. Kada hladna kišnica ili riječna voda, zasićena ugljičnim dioksidom, prodre pod zemlju i padne na krečnjak, uočava se njihovo otapanje:

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

Na istim mjestima gdje voda zasićena kalcijum bikarbonatom izlazi na površinu zemlje i zagrijava se sunčevim zracima, događa se obrnuta reakcija:

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

Tako se u prirodi prenose velike mase tvari. Kao rezultat toga, pod zemljom se mogu formirati ogromne praznine, a u pećinama se formiraju prekrasne kamene „sleđe“ - stalaktiti i stalagmiti.

Prisustvo rastvorenog kalcijum bikarbonata u vodi u velikoj meri određuje privremenu tvrdoću vode. Naziva se privremenim jer kada voda proključa, bikarbonat se razgrađuje i taloži CaCO 3. Ova pojava dovodi, na primjer, do činjenice da se kamenac stvara u kotliću s vremenom.

Aplikacija kalcijum

Do nedavno, metalni kalcijum nije pronalazio gotovo nikakvu upotrebu. SAD su, na primer, pre Drugog svetskog rata trošile samo 10...25 tona kalcijuma godišnje, Nemačka - 5...10 tona.Ali za razvoj novih oblasti tehnologije potrebno je mnogo retkih i vatrostalnih metala. . Pokazalo se da je za mnoge od njih kalcij vrlo zgodan i aktivan redukcijski agens, a element se počeo koristiti u proizvodnji torija, vanadija, cirkonija, berilija, niobija, uranijuma, tantala i drugih vatrostalnih metala. Čisti metalni kalcij se široko koristi u metalotermiji za proizvodnju rijetkih metala.

Čisti kalcij se koristi za legiranje olova koje se koristi za proizvodnju ploča akumulatora i starter olovnih baterija s malim samopražnjenjem koje ne zahtijevaju održavanje. Takođe, metalni kalcij se koristi za proizvodnju visokokvalitetnih kalcijumskih babbita BKA.

Primjena metalnog kalcija

Glavna upotreba metalnog kalcija je kao redukciono sredstvo u proizvodnji metala, posebno nikla, bakra i nerđajućeg čelika. Kalcijum i njegov hidrid se takođe koriste za proizvodnju metala koji se teško redukuju kao što su hrom, torijum i uranijum. Legure kalcijuma i olova koriste se u baterijama i legurama ležajeva. Granule kalcijuma se takođe koriste za uklanjanje tragova vazduha iz vakuum uređaja.

Prirodna kreda u obliku praha uključena je u sastave za poliranje metala. Ali ne možete prati zube prirodnim prahom krede, jer sadrži ostatke školjki i školjki malih životinja, koje su izuzetno tvrde i uništavaju zubnu caklinu.

Upotrebakalcijumu nuklearnoj fuziji

Izotop 48 Ca je najefikasniji i najčešće korišteni materijal za proizvodnju superteških elemenata i otkrivanje novih elemenata periodnog sistema. Na primjer, u slučaju korištenja 48 Ca jona za proizvodnju superteških elemenata u akceleratorima, jezgra ovih elemenata se formiraju stotine i hiljade puta efikasnije nego kada se koriste drugi "projektili" (joni). Radioaktivni kalcij se široko koristi u biologiji i medicini kao indikator izotopa u proučavanju procesa mineralnog metabolizma u živom organizmu. Uz njegovu pomoć ustanovljeno je da u organizmu postoji kontinuirana izmjena jona kalcija između plazme, mekih tkiva, pa čak i koštanog tkiva. 45Ca je također igrao veliku ulogu u proučavanju metaboličkih procesa koji se odvijaju u tlu i u proučavanju procesa apsorpcije kalcija od strane biljaka. Koristeći isti izotop, bilo je moguće otkriti izvore kontaminacije čelika i ultra-čistog gvožđa spojevima kalcijuma tokom procesa topljenja.

Sposobnost kalcijuma da veže kiseonik i azot omogućila je da se koristi za prečišćavanje inertnih gasova i kao getter (Geter je supstanca koja se koristi za apsorpciju gasova i stvaranje dubokog vakuuma u elektronskim uređajima.) u vakuum radio opremi.

Primena jedinjenja kalcijuma

Neki umjetno proizvedeni spojevi kalcija postali su još poznatiji i uobičajeniji od krečnjaka ili gipsa. Tako su gašeni Ca(OH)2 i živi kreč CaO koristili drevni graditelji.

Cement je takođe jedinjenje kalcijuma dobijeno veštačkim putem. Prvo, mješavina gline ili pijeska i krečnjaka se peče kako bi se dobio klinker, koji se zatim melje u fini sivi prah. Možete puno pričati o cementu (ili bolje rečeno o cementima), ovo je tema nezavisnog članka.

Isto važi i za staklo, koje takođe obično sadrži element.

Kalcijum hidrid

Zagrevanjem kalcijuma u atmosferi vodika dobija se CaH 2 (kalcijum hidrid) koji se koristi u metalurgiji (metalotermija) i u proizvodnji vodonika na terenu.

Optički i laserski materijali

Kalcijum fluorid (fluorit) se koristi u obliku monokristala u optici (astronomski objektivi, sočiva, prizme) i kao laserski materijal. Kalcijum volframat (šeelit) u obliku monokristala se koristi u laserskoj tehnologiji, a takođe i kao scintilator.

Kalcijum karbid

Kalcijum karbid je supstanca otkrivena slučajno tokom testiranja novog dizajna peći. Donedavno se kalcijum karbid CaCl 2 uglavnom koristio za autogeno zavarivanje i rezanje metala. Kada karbid stupi u interakciju s vodom, nastaje acetilen, a sagorijevanje acetilena u struji kisika omogućava postizanje temperature od skoro 3000°C. U posljednje vrijeme acetilen, a uz njega i karbid, sve se manje koristi za zavarivanje, a sve više u hemijskoj industriji.

Kalcijum kaohemijski izvor struje

Kalcijum, kao i njegove legure sa aluminijumom i magnezijumom, koriste se u rezervnim termalnim električnim baterijama kao anoda (na primer, kalcijum-hromatni element). Kalcijum hromat se koristi u takvim baterijama kao katoda. Posebnost ovakvih baterija je izuzetno dug vijek trajanja (decenijama) u prikladnom stanju, sposobnost rada u svim uvjetima (prostor, visoki pritisci), visoka specifična energija po težini i zapremini. Nedostatak: kratak vijek trajanja. Takve baterije se koriste tamo gdje je potrebno stvoriti kolosalnu električnu snagu za kratko vrijeme (balističke rakete, neke svemirske letjelice, itd.).

Vatrootporni materijali odkalcijum

Kalcijum oksid, kako u slobodnom obliku, tako i kao deo keramičkih mešavina, koristi se u proizvodnji vatrostalnih materijala.

Lijekovi

Jedinjenja kalcijuma se široko koriste kao antihistaminici.

• Kalcijum hlorid
• Kalcijum glukonat
• Kalcijum glicerofosfat

Osim toga, spojevi kalcija su uključeni u lijekove za prevenciju osteoporoze, u vitaminske komplekse za trudnice i starije osobe.

Kalcijum u ljudskom tijelu

Kalcijum je uobičajen makronutrijent u organizmu biljaka, životinja i ljudi. Kod ljudi i drugih kralježnjaka, većina ga je sadržana u skeletu i zubima u obliku fosfata. Skeleti većine grupa beskičmenjaka (spužve, koralni polipi, mekušci, itd.) se sastoje od različitih oblika kalcijum karbonata (kreč). Potrebe za kalcijumom zavise od starosti. Za odrasle je potreban dnevni unos od 800 do 1000 miligrama (mg), a za djecu od 600 do 900 mg, što je za djecu veoma važno zbog intenzivnog rasta skeleta. Većina kalcija koji ulazi u ljudski organizam s hranom nalazi se u mliječnim proizvodima, a preostali kalcij dolazi iz mesa, ribe i nekih biljnih proizvoda (posebno mahunarki).

Aspirin, oksalna kiselina i derivati ​​estrogena ometaju apsorpciju kalcijuma. Kada se kombinuje sa oksalnom kiselinom, kalcijum proizvodi jedinjenja netopiva u vodi koja su sastavni deo bubrežnih kamenaca.

Prekomjerne doze kalcija i vitamina D mogu uzrokovati hiperkalcemiju, praćenu intenzivnom kalcizacijom kostiju i tkiva (uglavnom zahvaćajući urinarni sistem). Maksimalna dnevna sigurna doza za odraslu osobu je 1500 do 1800 miligrama.

Kalcijum u tvrdoj vodi

Skup svojstava, definiranih jednom riječju "tvrdoća", vodi se daju soli kalcija i magnezija otopljenih u njoj. Tvrda voda je neprikladna za mnoge životne situacije. Formira sloj kamenca u parnim kotlovima i kotlovskim instalacijama, otežava bojenje i pranje tkanina, ali je pogodan za pravljenje sapuna i pripremu emulzija u proizvodnji parfema. Stoga su ranije, kada su metode omekšavanja vode bile nesavršene, tvornice tekstila i parfema obično bile smještene u blizini izvora “meke” vode.

Pravi se razlika između privremene i trajne rigidnosti. Privremenu (ili karbonatnu) tvrdoću vodi daju rastvorljivi hidrokarbonati Ca(HCO 3) 2 i Mg(HCO 3) 2. Može se eliminisati jednostavnim ključanjem, tokom kojeg se bikarbonati pretvaraju u kalcijum i magnezijum karbonate nerastvorljive u vodi.

Konstantnu tvrdoću stvaraju sulfati i hloridi istih metala. I to se može eliminisati, ali je to mnogo teže uraditi.

Zbir obje tvrdoće čini ukupnu tvrdoću vode. Različito se vrednuje u različitim zemljama. Uobičajeno je da se tvrdoća vode izražava brojem miligrama ekvivalenata kalcijuma i magnezijuma u jednom litru vode. Ako u litri vode ima manje od 4 mEq, tada se voda smatra mekom; kako njihova koncentracija raste, postaje sve oštrija i, ako sadržaj prelazi 12 jedinica, vrlo oštra.

Tvrdoća vode se obično određuje pomoću otopine sapuna. Ova otopina (određene koncentracije) dodaje se kap po kap u izmjerenu količinu vode. Sve dok u vodi ima jona Ca 2+ ili Mg 2+, oni će ometati stvaranje pjene. Na osnovu potrošnje otopine sapuna prije pojave pjene izračunava se sadržaj Ca 2+ i Mg 2+ jona.

Zanimljivo je da je tvrdoća vode određivana na sličan način u starom Rimu. Kao reagens poslužilo je samo crno vino - njegove boje i tvari stvaraju talog s jonima kalcija i magnezija.

Skladištenje kalcijuma

Metalni kalcijum se može dugo skladištiti u komadima težine od 0,5 do 60 kg. Takvi komadi se pohranjuju u papirnate vrećice smještene u pocinčane željezne bubnjeve sa zalemljenim i obojenim šavovima. Dobro zatvorene bubnjeve stavljaju se u drvene kutije. Komadi težine manje od 0,5 kg ne mogu se dugo čuvati - brzo se pretvaraju u oksid, hidroksid i kalcijev karbonat.