Calcium es. Kemiske og fysiske egenskaber af calcium, dets interaktion med vand

Blandt alle elementerne i det periodiske system kan flere identificeres, uden hvilke der ikke kun udvikles forskellige sygdomme i levende organismer, men det er generelt umuligt at leve og vokse normalt. En af disse er calcium.

Det er interessant, at når vi taler om dette metal som et simpelt stof, har det ingen fordel for mennesker, endda skade. Men så snart du nævner Ca 2+ ioner, opstår der straks en masse punkter, som karakteriserer deres betydning.

Placering af calcium i det periodiske system

Karakteriseringen af ​​calcium, som ethvert andet element, begynder med at angive dets position i det periodiske system. Det gør det jo muligt at lære meget om et givet atom:

• nuklear ladning;
• antal elektroner og protoner, neutroner;
• oxidationstilstand, højeste og laveste;
• elektronisk konfiguration og andre vigtige ting.

Det grundstof, vi overvejer, er placeret i den fjerde store periode af den anden gruppe, hovedundergruppen, og har et serienummer på 20. Det periodiske kemiske tabel viser også atomvægten af ​​calcium - 40,08, som er den gennemsnitlige værdi af de eksisterende isotoper af et givet atom.

Oxidationstilstanden er én, altid konstant, lig med +2. Formel CaO. Det latinske navn for grundstoffet er calcium, deraf symbolet for Ca-atomet.

Karakteristika for calcium som et simpelt stof

Under normale forhold er dette element et metal, sølvfarvet-hvid i farven. Formlen for calcium som et simpelt stof er Ca. På grund af sin høje kemiske aktivitet er den i stand til at danne mange forbindelser, der tilhører forskellige klasser.

I en fast aggregeringstilstand er det ikke en del af den menneskelige krop, derfor er det vigtigt for industrielle og tekniske behov (hovedsageligt kemiske synteser).

Det er et af de mest almindelige metaller i jordskorpen, omkring 1,5%. Det tilhører jordalkaligruppen, da det, når det opløses i vand, producerer alkalier, men i naturen findes det i form af flere mineraler og salte. Der indgår meget calcium (400 mg/l) i havvand.

Krystalcelle

Karakteristikaene for calcium forklares af strukturen af ​​krystalgitteret, som kan være af to typer (da der er en alfa- og beta-form):

• kubisk ansigtscentreret;
• volumen-centreret.

Bindingstypen i molekylet er metallisk; på gittersteder er der ligesom alle metaller atomioner.

At være i naturen

Der er flere hovedstoffer i naturen, der indeholder dette grundstof.

1. Havvand.
2. Sten og mineraler.
3. Levende organismer (skaller og skaller, knoglevæv osv.).
4. Grundvand i jordskorpen.

Følgende typer af sten og mineraler kan identificeres som naturlige kilder til calcium.

1. Dolomit er en blanding af calcium og magnesiumcarbonat.
2. Fluorit er calciumfluorid.
3. Gips - CaSO 4 2H 2 O.
4. Calcit - kridt, kalksten, marmor - calciumcarbonat.
5. Alabaster - CaS04·0,5H2O.
6. Apati.

I alt er der omkring 350 forskellige mineraler og sten, der indeholder calcium.

Metoder til at opnå

I lang tid var det ikke muligt at isolere metallet i dets frie form, da dets kemiske aktivitet er høj og ikke kan findes i naturen i sin rene form. Derfor var det pågældende grundstof indtil det 19. århundrede (1808) endnu et mysterium, som det periodiske system udgjorde.

Den engelske kemiker Humphry Davy formåede at syntetisere calcium som et metal. Det var ham, der først opdagede ejendommelighederne ved samspillet mellem smelter af faste mineraler og salte med elektrisk strøm. I dag er den mest relevante måde at opnå dette metal på elektrolyse af dets salte, såsom:

• en blanding af calcium- og kaliumchlorider;
• en blanding af fluor og calciumchlorid.

Det er også muligt at udvinde calcium fra dets oxid ved hjælp af aluminothermi, en almindelig metode inden for metallurgi.

Fysiske egenskaber

Kalciums egenskaber i henhold til fysiske parametre kan beskrives i flere punkter.

1. Aggregeringstilstanden er fast under normale forhold.
2. Smeltepunkt - 842 0 C.
3. Metallet er blødt og kan skæres med en kniv.
4. Farve - sølv-hvid, skinnende.
5. Det har gode ledende og varmeledende egenskaber.
6. Når det opvarmes i lang tid, bliver det til en væske, derefter en damptilstand, der mister sine metalliske egenskaber. Kogepunkt 1484 0 C.

De fysiske egenskaber af calcium har en ejendommelighed. Når der påføres tryk på et metal, mister det på et tidspunkt dets metalliske egenskaber og evne til at lede elektrisk. Men med en yderligere stigning i eksponeringen gendannes den igen og manifesterer sig som en superleder, flere gange højere i disse indikatorer end andre elementer.

Kemiske egenskaber

Aktiviteten af ​​dette metal er meget høj. Derfor er der mange interaktioner, som calcium indgår i. Reaktioner med alle ikke-metaller er almindelige for ham, fordi han som reduktionsmiddel er meget stærk.

1. Under normale forhold reagerer det let og danner de tilsvarende binære forbindelser med: halogener, oxygen.
2. Ved opvarmning: brint, nitrogen, kulstof, silicium, fosfor, bor, svovl og andre.
3. I det fri interagerer det straks med kuldioxid og ilt og bliver derfor dækket af en grå belægning.
4. Reagerer voldsomt med syrer, undertiden forårsager betændelse.

Calciums interessante egenskaber viser sig, når det kommer til salte. Så smukke huler, der vokser på loftet og væggene, er ikke mere end dannet over tid af vand, kuldioxid og bikarbonat under påvirkning af processer i underjordiske farvande.

I betragtning af hvor aktivt metallet er i sin normale tilstand, opbevares det i laboratorier, ligesom alkalimetaller. I en mørk glasbeholder, med et tæt lukket låg og under et lag petroleum eller paraffin.

En kvalitativ reaktion på calciumion er farvningen af ​​flammen i en smuk, rig murstensrød farve. Du kan også identificere metallet i sammensætningen af ​​forbindelserne ved de uopløselige bundfald af nogle af dets salte (calciumcarbonat, fluorid, sulfat, fosfat, silikat, sulfit).

Metalforbindelser

Typerne af metalforbindelser er som følger:

• oxid;
• hydroxid;
• calciumsalte (medium, sure, basiske, dobbelte, komplekse).

Calciumoxid kendt som CaO bruges til at skabe et byggemateriale (kalk). Hvis man slukker oxidet med vand, får man det tilsvarende hydroxid, som udviser egenskaberne som en alkali.

Forskellige calciumsalte, som anvendes i forskellige sektorer af økonomien, er af stor praktisk betydning. Vi har allerede nævnt ovenfor, hvilken slags salte der findes. Lad os give eksempler på typerne af disse forbindelser.

1. Mediumsalte - carbonat CaCO 3, fosfat Ca 3 (PO 4) 2 og andre.
2. Surt - hydrogensulfat CaHSO 4.
3. De vigtigste er bicarbonat (CaOH) 3 PO 4.
4. Kompleks - Cl 2.
5. Dobbelt - 5Ca(NO 3) 2 * NH 4 NO 3 * 10 H 2 O.

Det er i form af forbindelser af denne klasse, at calcium er vigtigt for biologiske systemer, da salte er ionkilden for kroppen.

Biologisk rolle

Hvorfor er calcium vigtigt for den menneskelige krop? Der er flere årsager.

1. Det er ionerne af dette element, der er en del af det intercellulære stof og vævsvæske, der deltager i reguleringen af ​​excitationsmekanismer, produktionen af ​​hormoner og neurotransmittere.
2. Calcium ophobes i knogler og tandemalje i en mængde på omkring 2,5 % af den samlede kropsvægt. Dette er ret meget og spiller en vigtig rolle i at styrke disse strukturer, bevare deres styrke og stabilitet. Kroppens vækst uden dette er umulig.
3. Blodkoagulation afhænger også af de pågældende ioner.
4. Det er en del af hjertemusklen, der deltager i dens excitation og sammentrækning.
5. Det er en deltager i processerne med exocytose og andre intracellulære ændringer.

Hvis mængden af ​​forbrugt calcium ikke er nok, så sygdomme som:

• rakitis;
• osteoporose;
• blodsygdomme.

Det daglige indtag for en voksen er 1000 mg, og for børn over 9 år 1300 mg. For at forhindre et overskud af dette element i kroppen, bør du ikke overskride den specificerede dosis. Ellers kan der udvikles tarmsygdomme.

For alle andre levende væsener er calcium ikke mindre vigtigt. For eksempel, selvom mange ikke har et skelet, er deres ydre midler til at styrke også formationer af dette metal. Blandt dem:

• skaldyr;
• muslinger og østers;
• svampe;
• koralpolypper.

De bærer alle på ryggen eller danner i princippet under livets gang et bestemt ydre skelet, der beskytter dem mod ydre påvirkninger og rovdyr. Dens hovedbestanddel er calciumsalte.

Hvirveldyr har ligesom mennesker brug for disse ioner til normal vækst og udvikling og modtager dem fra føde.

Der er mange muligheder, hvormed det er muligt at genopfylde det manglende element i kroppen. Det bedste er selvfølgelig naturlige metoder - produkter, der indeholder det ønskede atom. Men hvis dette af en eller anden grund er utilstrækkeligt eller umuligt, er den medicinske vej også acceptabel.

Så listen over fødevarer, der indeholder calcium, er noget som dette:

• mælkeprodukter og syrnede mælkeprodukter;
• fisk;
• grønt;
• korn (boghvede, ris, bagværk fremstillet af fuldkornsmel);
• nogle citrusfrugter (appelsiner, mandariner);
• bælgfrugter;
• alle nødder (især mandler og valnødder).

Hvis du er allergisk over for nogle fødevarer eller ikke kan spise dem af en anden grund, hjælper calciumholdige præparater med at genopbygge niveauet af det nødvendige element i kroppen.

Alle af dem er salte af dette metal, som har evnen til let at blive absorberet af kroppen, hurtigt absorberet i blodet og tarmene. Blandt dem er de mest populære og brugte følgende.

1. Calciumchlorid - opløsning til injektion eller til oral administration til voksne og børn. Det adskiller sig i koncentrationen af ​​salt i sammensætningen; det bruges til "varme injektioner", da det forårsager præcis denne fornemmelse, når det injiceres. Der er former med frugtjuice for lettere oral administration.
2. Fås i både tabletter (0,25 eller 0,5 g) og opløsninger til intravenøs injektion. Ofte i tabletform indeholder den forskellige frugttilsætningsstoffer.
3. Calciumlactat - fås i tabletter á 0,5 g.

CALCIUM (latinsk Calcium), Ca, kemisk grundstof af gruppe II af den korte form (gruppe 2 af den lange form) af det periodiske system; henviser til jordalkalimetaller; atomnummer 20; atommasse 40,078. Der er 6 stabile isotoper i naturen: 40 Ca (96,941%), 42 Ca (0,647%), 43 Ca (0,135%), 44 Ca (2,086%), 46 Ca (0,004%), 48 Ca (0,187%); radioisotoper med massetal 34-54 blev kunstigt opnået.

Historisk reference. Mange naturlige calciumforbindelser var kendt i oldtiden og blev meget brugt i byggeri (for eksempel gips, kalk, marmor). Calciummetal blev først isoleret af G. Davy i 1808 under elektrolysen af ​​en blanding af CaO- og HgO-oxider og den efterfølgende nedbrydning af det resulterende calciumamalgam. Navnet kommer fra det latinske calx (genitiv calcis) - lime, blød sten.

Udbredelse i naturen. Kalciumindholdet i jordskorpen er 3,38 vægtprocent. På grund af høj kemisk aktivitet findes den ikke i fri tilstand. De mest almindelige mineraler er anorthit Ca, anhydrit CaSO 4, apatit Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), gips CaSO 4 2H 2 O, calcit og aragonit CaCO 3, perovskit CaTiO 3, fluorit CaF 2, scheelite CaWO 4. Calciummineraler findes i sedimentære (såsom kalksten), magmatiske og metamorfe bjergarter. Calciumforbindelser findes i levende organismer: de er hovedkomponenterne i hvirveldyrs knoglevæv (hydroxyapatit, fluorapatit), koralskeletter, bløddyrskaller (calciumcarbonat og fosfater) osv. Tilstedeværelsen af ​​Ca 2+ ioner bestemmer vandets hårdhed.

Ejendomme. Konfigurationen af ​​den ydre elektronskal af calciumatomet er 4s 2; i forbindelser udviser den en oxidationstilstand på +2, sjældent +1; Pauling elektronegativitet 1,00, atomradius 180 pm, radius af Ca 2+ ion 114 pm (koordinationsnummer 6). calcium er et sølvhvidt blødt metal; op til 443 °C er modifikationen med et kubisk fladecentreret krystalgitter stabil, over 443 °C - med et kubisk kropscentreret gitter; smeltepunkt 842°C, kogepunkt 1484°C, massefylde 1550 kg/m3; termisk ledningsevne 125,6 W/(m K).

Calcium er et metal med høj kemisk aktivitet (opbevares i hermetisk lukkede beholdere eller under et lag mineralolie). Under normale forhold interagerer det let med oxygen (dannes calciumoxid CaO), ved opvarmning - med brint (CaH 2 hydrid), halogener (calciumhalogenider), bor (CaB 6 borid), kulstof (calciumcarbid CaC 2), silicium (Ca silicider 2 Si, CaSi, CaSi 2, Ca 3 Si 4), nitrogen (nitrid Ca 3 N 2), phosphor (phosphider Ca 3 P 2, CaP, CaP 5), chalcogener (chalcogenider af sammensætningen CaX, hvor X er S, Se, Disse). Calcium interagerer med andre metaller (Li, Cu, Ag, Au, Mg, Zn, Al, Pb, Sn osv.) for at danne intermetalliske forbindelser. Calciummetal reagerer med vand og danner calciumhydroxid Ca(OH) 2 og H 2 . Reagerer kraftigt med de fleste syrer og danner de tilsvarende salte (for eksempel calciumnitrat, calciumsulfat, calciumphosphater). Opløses i flydende ammoniak for at danne en mørkeblå opløsning med metallisk ledningsevne. Når ammoniak fordamper fra en sådan opløsning, frigives ammoniak. Gradvist reagerer calcium med ammoniak og danner amidet Ca(NH2)2. Danner forskellige komplekse forbindelser, de vigtigste er komplekser med oxygenholdige polydentate ligander, for eksempel Ca-kompleksonater.

Biologisk rolle. Calcium er et biogent grundstof. Det daglige menneskelige behov for calcium er omkring 1 g. I levende organismer er calciumioner involveret i processerne med muskelsammentrækning og overførsel af nerveimpulser.

Kvittering. Calciummetal fremstilles ved elektrolytiske og metallotermiske metoder. Den elektrolytiske metode er baseret på elektrolyse af smeltet calciumchlorid med en berøringskatode eller en flydende kobber-calcium-katode. Calcium afdestilleres fra den resulterende kobber-calcium-legering ved en temperatur på 1000-1080 °C og et tryk på 13-20 kPa. Den metallotermiske metode er baseret på reduktion af calcium fra dets oxid med aluminium eller silicium ved 1100-1200 °C. Dette producerer calciumaluminat eller silikat, samt calciumgas, som derefter kondenseres. Verdensproduktionen af ​​calciumforbindelser og materialer indeholdende calcium er omkring 1 milliard tons/år (1998).

Ansøgning. Calcium bruges som reduktionsmiddel ved fremstilling af mange metaller (Rb, Cs, Zr, Hf, V osv.). Calciumsilicider, såvel som legeringer af calcium med natrium, zink og andre metaller, bruges som deoxidationsmidler og afsvovlingsmidler af nogle legeringer og olie, til at rense argon fra oxygen og nitrogen og i elektriske vakuumanordninger som en gasabsorber. CaCl 2 chlorid bruges som tørremiddel i kemisk syntese, gips bruges i medicin. Calciumsilicater er hovedkomponenterne i cement.

Lit.: Rodyakin V.V. Calcium, dets forbindelser og legeringer. M., 1967; Spitsyn V.I., Martynenko L.I. Uorganisk kemi. M., 1994. Del 2; Uorganisk kemi / Redigeret af Yu. D. Tretyakov. M., 2004. T. 2.

L. N. Komissarova, M. A. Ryumin.

Calcium er placeret i den fjerde store periode, den anden gruppe, hovedundergruppen, elementets serienummer er 20. Ifølge Mendeleevs periodiske system er atomvægten af ​​calcium 40,08. Formlen for det højeste oxid er CaO. Calcium har et latinsk navn calcium, så grundstoffets atomsymbol er Ca.

Karakteristika for calcium som et simpelt stof

Under normale forhold er calcium et sølvhvidt metal. Med høj kemisk aktivitet er grundstoffet i stand til at danne mange forbindelser af forskellige klasser. Grundstoffet er værdifuldt til tekniske og industrielle kemiske synteser. Metallet er udbredt i jordskorpen: dets andel er omkring 1,5%. Calcium tilhører gruppen af ​​jordalkalimetaller: når det opløses i vand, producerer det alkalier, men i naturen forekommer det i form af flere mineraler og. Havvand indeholder calcium i høje koncentrationer (400 mg/l).

Karakteristikaene for calcium afhænger af strukturen af ​​dets krystalgitter. Dette element har to typer: kubisk ansigtscentreret og volumencentreret. Bindingstypen i molekylet er metallisk.

Naturlige kilder til calcium:

• apatitter;
• alabast;
• gips;
• calcit;
• fluorit;
• dolomit.

Fysiske egenskaber af calcium og metoder til at opnå metallet

Under normale forhold er calcium i en fast aggregeringstilstand. Metallet smelter ved 842 °C. Calcium er en god elektrisk og termisk leder. Når det opvarmes, bliver det først til en væske og derefter til en damptilstand og mister sine metalliske egenskaber. Metallet er meget blødt og kan skæres med en kniv. Koger ved 1484 °C.

Under tryk mister calcium sine metalliske egenskaber og elektriske ledningsevne. Men så genoprettes de metalliske egenskaber, og en superleders egenskaber vises, flere gange højere i deres ydeevne end de andre.

I lang tid var det ikke muligt at opnå calcium uden urenheder: på grund af dets høje kemiske aktivitet forekommer dette element ikke i naturen i sin rene form. Grundstoffet blev opdaget i begyndelsen af ​​det 19. århundrede. Calcium som metal blev først syntetiseret af den britiske kemiker Humphry Davy. Videnskabsmanden opdagede ejendommelighederne ved interaktionen mellem smelter af faste mineraler og salte med elektrisk strøm. I dag er elektrolyse af calciumsalte (en blanding af calcium- og kaliumchlorider, en blanding af fluorid og calciumchlorid) den mest relevante metode til fremstilling af metal. Calcium udvindes også fra dets oxid ved hjælp af aluminothermy, en almindelig metode inden for metallurgi.

Kemiske egenskaber af calcium

Calcium er et aktivt metal, der indgår i mange interaktioner. Under normale forhold reagerer det let og danner de tilsvarende binære forbindelser: med ilt, halogener. Klik for at lære mere om calciumforbindelser. Ved opvarmning reagerer calcium med nitrogen, brint, kulstof, silicium, bor, fosfor, svovl og andre stoffer. I fri luft interagerer den øjeblikkeligt med ilt og kuldioxid og bliver derfor dækket af en grå belægning.

Reagerer voldsomt med syrer og antændes nogle gange. I salte udviser calcium interessante egenskaber. For eksempel er hule-stalaktitter og stalagmitter calciumcarbonat, der gradvist dannes af vand, kuldioxid og bikarbonat som et resultat af processer i grundvandet.

På grund af dets høje aktivitet i normal tilstand opbevares calcium i laboratorier i mørke, forseglede glasbeholdere under et lag paraffin eller petroleum. En kvalitativ reaktion på calciumion er farvningen af ​​flammen i en rig murstensrød farve.

Metallet i sammensætningen af ​​forbindelser kan identificeres ved uopløselige præcipitater af nogle salte af grundstoffet (fluorid, carbonat, sulfat, silikat, fosfat, sulfit).

Vands reaktion med calcium

Calcium opbevares i krukker under et lag af beskyttende væske. For at udføre en demonstration af, hvordan reaktionen mellem vand og calcium opstår, kan du ikke bare tage metallet ud og skære det ønskede stykke af det. Det er lettere at bruge calciummetal i laboratoriet i form af spåner.

Hvis der ikke er metalspåner, og der kun er store klumper af calcium i krukken, skal du bruge en tang eller en hammer. Det færdige stykke calcium af den nødvendige størrelse anbringes i en kolbe eller et glas vand. Calciumspåner lægges i en skål i en gazepose.

Calcium synker til bunds, og frigivelsen af ​​brint begynder (først på det sted, hvor metallets friske brud er placeret). Gradvist frigives gas fra overfladen af ​​calcium. Processen minder om voldsom kogning, og samtidig dannes et bundfald af calciumhydroxid (læsket kalk).

Et stykke calcium flyder op, fanget i brintbobler. Efter ca. 30 sekunder opløses calcium, og vandet bliver grumset hvidt på grund af dannelsen af ​​en hydroxidsuspension. Hvis reaktionen ikke udføres i et bægerglas, men i et reagensglas, kan du observere frigivelsen af ​​varme: reagensglasset bliver hurtigt varmt. Reaktionen af ​​calcium med vand ender ikke med en spektakulær eksplosion, men vekselvirkningen mellem de to stoffer forløber kraftigt og ser spektakulær ud. Oplevelsen er sikker.

Hvis posen med det resterende calcium fjernes fra vandet og holdes i luften, vil der efter nogen tid, som følge af den igangværende reaktion, opstå kraftig opvarmning, og det resterende calcium i gazen vil koge. Hvis en del af den uklare opløsning filtreres gennem en tragt ned i et glas, vil der dannes et bundfald, når carbonmonoxid CO₂ ledes gennem opløsningen. Dette kræver ikke kuldioxid - du kan blæse udåndingsluft ind i opløsningen gennem et glasrør.

Ufa State Petroleum Technical University

Institut for Almen og Analytisk Kemi

om emnet: ”Grundstoffet calcium. Egenskaber, produktion, anvendelse"

Udarbejdet af elev fra gruppe BTS-11-01 Prokaev G.L.

Lektor Krasko S.A.

Introduktion

Navnets historie og oprindelse

At være i naturen

Kvittering

Fysiske egenskaber

Kemiske egenskaber

Anvendelser af calciummetal

Anvendelse af calciumforbindelser

Biologisk rolle

Konklusion

Bibliografi

Introduktion

Calcium er et grundstof i hovedundergruppen af ​​den anden gruppe, den fjerde periode af det periodiske system af kemiske elementer af D.I. Mendeleev, med atomnummer 20. Det er betegnet med symbolet Ca (lat. Calcium). Det simple stof calcium (CAS-nummer: 7440-70-2) er et blødt, reaktivt jordalkalimetal med en sølvhvid farve.

Calcium kaldes et jordalkalimetal og er klassificeret som et S-grundstof. På det ydre elektroniske niveau har calcium to elektroner, så det giver forbindelser: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 osv. Calcium er et typisk metal - det har en høj affinitet til oxygen, reducerer næsten alle metaller fra deres oxider og danner en ret stærk base Ca(OH)2.

På trods af at grundstof nr. 20 er allestedsnærværende, har selv kemikere ikke alle set elementært calcium. Men dette metal, både i udseende og i adfærd, ligner slet ikke alkalimetaller, kontakt med hvilke er fyldt med fare for brande og forbrændinger. Det kan opbevares sikkert i luften; det antændes ikke af vand.

Elementært calcium bruges næsten aldrig som et strukturelt materiale. Det er han for aktiv til. Calcium reagerer let med ilt, svovl og halogener. Selv med nitrogen og brint reagerer det under visse forhold. Miljøet af carbonoxider, inert for de fleste metaller, er aggressivt for calcium. Det brænder i en atmosfære af CO og CO2.

Navnets historie og oprindelse

Navnet på grundstoffet kommer fra lat. calx (i genitiv tilfældet calcis) - "kalk", "blød sten". Det blev foreslået af den engelske kemiker Humphry Davy, som isolerede calciummetal ved den elektrolytiske metode i 1808. Davy elektrolyserede en blanding af vådlæsket kalk og kviksølvoxid HgO på en platinplade, der fungerede som anode. Katoden var en platintråd nedsænket i flydende kviksølv. Som et resultat af elektrolyse blev calciumamalgam opnået. Efter at have destilleret kviksølv fra det, opnåede Davy et metal kaldet calcium.

Calciumforbindelser - kalksten, marmor, gips (såvel som kalk - et produkt af kalcinering af kalksten) er blevet brugt i byggeriet for flere tusinde år siden. Indtil slutningen af ​​det 18. århundrede anså kemikere kalk for at være et simpelt fast stof. I 1789 foreslog A. Lavoisier, at kalk, magnesia, baryt, aluminiumoxid og silica er komplekse stoffer.

At være i naturen

På grund af dets høje kemiske aktivitet forekommer calcium ikke i fri form i naturen.

Calcium udgør 3,38 % af massen af ​​jordskorpen (5. mest udbredte efter ilt, silicium, aluminium og jern).

Isotoper. Calcium forekommer i naturen som en blanding af seks isotoper: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca og 48Ca, blandt hvilke de mest almindelige - 40Ca - tegner sig for 96,97%.

Af de seks naturlige isotoper af calcium er fem stabile. En sjette isotop, 48Ca, den tungeste af de seks og meget sjælden (dens isotopoverflod er kun 0,187%), blev for nylig opdaget at gennemgå dobbelt beta-henfald med en halveringstid på 5,3 ×1019 flere år.

I bjergarter og mineraler. Det meste af calcium er indeholdt i silikater og aluminosilikater af forskellige bjergarter (granitter, gnejser osv.), især i feldspat - Ca anorthit.

I form af sedimentære bjergarter er calciumforbindelser repræsenteret af kridt og kalksten, der hovedsageligt består af mineralet calcit (CaCO3). Den krystallinske form af calcit - marmor - er meget mindre almindelig i naturen.

Calciummineraler såsom calcit CaCO3, anhydrit CaSO4, alabaster CaSO4 0,5H2O og gips CaSO4 2H2O, fluorit CaF2, apatit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomit MgCO3 CaCO3 er ret udbredte. Tilstedeværelsen af ​​calcium- og magnesiumsalte i naturligt vand bestemmer dets hårdhed.

Calcium, der migrerer kraftigt i jordskorpen og ophobes i forskellige geokemiske systemer, danner 385 mineraler (det fjerdestørste antal mineraler).

Migration i jordskorpen. I den naturlige migration af calcium spilles en væsentlig rolle af "carbonatligevægt", der er forbundet med den reversible reaktion af interaktionen af ​​calciumcarbonat med vand og kuldioxid med dannelsen af ​​opløseligt bicarbonat:

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

(ligevægten skifter til venstre eller højre afhængig af koncentrationen af ​​kuldioxid).

Biogen migration. I biosfæren findes calciumforbindelser i næsten alt dyre- og plantevæv (se også nedenfor). En betydelig mængde calcium findes i levende organismer. Således er hydroxyapatit Ca5(PO4)3OH, eller, i en anden post, 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2, grundlaget for knoglevævet hos hvirveldyr, herunder mennesker; Skaller og skaller fra mange hvirvelløse dyr, æggeskaller osv. er lavet af calciumcarbonat CaCO3 I levende væv hos mennesker og dyr er der 1,4-2% Ca (i massefraktion); i en menneskelig krop, der vejer 70 kg, er calciumindholdet omkring 1,7 kg (hovedsageligt i det intercellulære stof i knoglevæv).

Kvittering

Frit metallisk calcium opnås ved elektrolyse af en smelte bestående af CaCl2 (75-80%) og KCl eller fra CaCl2 og CaF2, samt aluminotermisk reduktion af CaO ved 1170-1200 °C:

CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Der er også udviklet en metode til fremstilling af calcium ved termisk dissociation af calciumcarbid CaC2

Fysiske egenskaber

Calciummetal findes i to allotrope modifikationer. Stabil op til 443°C α -Ca med kubisk gitter, højere stabilitet β-Ca med kubisk kropscentreret gittertype α -Fe. Standard entalpi ΔH0 overgang α → β er 0,93 kJ/mol.

Calcium er et letmetal (d = 1,55), sølvhvid i farven. Det er hårdere og smelter ved en højere temperatur (851 ° C) sammenlignet med natrium, som er placeret ved siden af ​​det i det periodiske system. Dette forklares med, at der er to elektroner pr. calciumion i metallet. Derfor er den kemiske binding mellem ionerne og elektrongassen stærkere end natrium. Under kemiske reaktioner overføres calciumvalenselektroner til atomer af andre grundstoffer. I dette tilfælde dannes dobbeltladede ioner.

Kemiske egenskaber

Calcium er et typisk jordalkalimetal. Den kemiske aktivitet af calcium er høj, men lavere end for alle andre jordalkalimetaller. Det reagerer let med ilt, kuldioxid og fugt i luften, hvorfor overfladen af ​​calciummetal normalt er matgrå, så i laboratoriet opbevares calcium normalt, ligesom andre jordalkalimetaller, i en tæt lukket krukke under et lag petroleum eller flydende paraffin.

I rækken af ​​standardpotentialer er calcium placeret til venstre for brint. Standardelektrodepotentialet for Ca2+/Ca0-parret er -2,84 V, så calcium reagerer aktivt med vand, men uden antændelse:

2H2O = Ca(OH)2 + H2 + Q.

Calcium reagerer med aktive ikke-metaller (ilt, klor, brom) under normale forhold:

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

Ved opvarmning i luft eller ilt antændes calcium. Calcium reagerer med mindre aktive ikke-metaller (brint, bor, kulstof, silicium, nitrogen, fosfor og andre) ved opvarmning, f.eks.

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

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

Ca + 2P = Ca3P2 (calciumphosphid),

calciumphosphider af sammensætningerne CaP og CaP5 er også kendte;

Ca + Si = Ca2Si (calciumsilicid),

Calciumsilicider af sammensætningerne CaSi, Ca3Si4 og CaSi2 er også kendte.

Forekomsten af ​​ovenstående reaktioner ledsages som regel af frigivelse af en stor mængde varme (det vil sige, at disse reaktioner er eksoterme). I alle forbindelser med ikke-metaller er oxidationstilstanden for calcium +2. De fleste af calciumforbindelserne med ikke-metaller nedbrydes let af vand, for eksempel:

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

Ca2+ ionen er farveløs. Når opløselige calciumsalte tilsættes til flammen, bliver flammen murstensrød.

Calciumsalte såsom CaCl2-chlorid, CaBr2-bromid, CaI2-iodid og Ca(NO3)2-nitrat er meget opløselige i vand. Uopløselige i vand er fluorid CaF2, carbonat CaCO3, sulfat CaSO4, orthophosphat Ca3(PO4)2, oxalat CaC2O4 og nogle andre.

Det er vigtigt, at surt calciumcarbonat (bicarbonat) Ca(HCO3) 2, i modsætning til calciumcarbonat CaCO3, er opløseligt i vand. I naturen fører dette til følgende processer. Når kold regn eller flodvand, mættet med kuldioxid, trænger ind under jorden og falder på kalksten, observeres deres opløsning:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2.

På de samme steder, hvor vand mættet med calciumbicarbonat kommer til jordens overflade og opvarmes af solens stråler, sker der en omvendt reaktion:

Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O.

Sådan overføres store stofmasser i naturen. Som et resultat kan der dannes store huller under jorden, og smukke sten "istapper" - stalaktitter og stalagmitter - dannes i huler.

Tilstedeværelsen af ​​opløst calciumbicarbonat i vand bestemmer i høj grad vandets midlertidige hårdhed. Det kaldes midlertidigt, fordi når vandet koger, nedbrydes bicarbonat, og CaCO3 udfældes. Dette fænomen fører for eksempel til, at der med tiden dannes skæl i elkedlen.

calciummetal kemisk fysisk

Den primære anvendelse af calciummetal er som et reduktionsmiddel ved fremstilling af metaller, især nikkel, kobber og rustfrit stål. Calcium og dets hydrid bruges også til at producere vanskelige at reducere metaller såsom chrom, thorium og uran. Calcium-blylegeringer bruges i batterier og lejelegeringer. Calciumgranulat bruges også til at fjerne spor af luft fra vakuumanordninger. Opløselige calcium- og magnesiumsalte forårsager den generelle vandhårdhed. Hvis de er til stede i vand i små mængder, så kaldes vandet blødt. Hvis indholdet af disse salte er højt, anses vand for at være hårdt. Hårdhed elimineres ved kogning; for fuldstændigt at fjerne vandet destilleres det nogle gange.

Metallotermi

Ren metallisk calcium bruges i vid udstrækning i metallotermi til produktion af sjældne metaller.

Legering af legeringer

Rent calcium bruges til at legere bly brugt til fremstilling af batteriplader og vedligeholdelsesfrie startbatterier med lav selvafladning. Også metallisk calcium bruges til produktion af højkvalitets calcium babbits BKA.

Kernefusion

48Ca isotopen er det mest effektive og mest brugte materiale til fremstilling af supertunge grundstoffer og opdagelsen af ​​nye grundstoffer i det periodiske system. For eksempel, i tilfælde af at bruge 48Ca-ioner til at producere supertunge grundstoffer i acceleratorer, dannes disse grundstoffers kerner hundreder og tusinder af gange mere effektivt end ved brug af andre "projektiler" (ioner).

Anvendelse af calciumforbindelser

Calciumhydrid. Ved at opvarme calcium i en brintatmosfære opnås CaH2 (calciumhydrid), som bruges i metallurgi (metallotermi) og til produktion af brint i marken.

Optiske og lasermaterialer. Calciumfluorid (fluorit) bruges i form af enkeltkrystaller i optik (astronomiske objektiver, linser, prismer) og som lasermateriale. Calciumwolframat (scheelit) i form af enkeltkrystaller bruges i laserteknologi og også som scintillator.

Calciumcarbid. Calciumcarbid CaC2 anvendes i vid udstrækning til fremstilling af acetylen og til reduktion af metaller, samt til fremstilling af calciumcyanamid (ved at opvarme calciumcarbid i nitrogen til 1200 °C er reaktionen eksoterm, udføres i cyanamidovne) .

Kemiske strømkilder. Calcium, såvel som dets legeringer med aluminium og magnesium, bruges i backup termiske elektriske batterier som en anode (for eksempel calcium-chromat element). Calciumchromat bruges i sådanne batterier som en katode. Det særlige ved sådanne batterier er en ekstrem lang holdbarhed (årtier) i en passende tilstand, evnen til at fungere under alle forhold (plads, høje tryk), høj specifik energi med hensyn til vægt og volumen. Ulempe: kort levetid. Sådanne batterier bruges, hvor det er nødvendigt at skabe kolossal elektrisk kraft i en kort periode (ballistiske missiler, nogle rumfartøjer osv.).

Brandsikre materialer. Calciumoxid, både i fri form og som en del af keramiske blandinger, bruges til fremstilling af ildfaste materialer.

Lægemidler. I medicin eliminerer Ca-lægemidler lidelser forbundet med mangel på Ca-ioner i kroppen (tetany, spasmofili, rakitis). Ca-præparater reducerer overfølsomhed over for allergener og bruges til behandling af allergiske sygdomme (serumsyge, søvnig feber osv.). Ca-præparater reducerer øget vaskulær permeabilitet og har en antiinflammatorisk effekt. De bruges til hæmoragisk vaskulitis, strålingssyge, inflammatoriske processer (lungebetændelse, lungebetændelse osv.) og nogle hudsygdomme. Foreskrevet som et hæmostatisk middel, for at forbedre aktiviteten af ​​hjertemusklen og øge effekten af ​​digitalis-præparater, som en modgift mod forgiftning med magnesiumsalte. Sammen med andre lægemidler bruges Ca-præparater til at stimulere veer. Ca-chlorid indgives oralt og intravenøst.

Ca-præparater omfatter også gips (CaSO4), der anvendes til kirurgi til gipsbandager, og kridt (CaCO3), ordineret internt til øget surhed af mavesaft og til fremstilling af tandpulver.

Biologisk rolle

Calcium er et almindeligt makronæringsstof i kroppen hos planter, dyr og mennesker. Hos mennesker og andre hvirveldyr er det meste af det indeholdt i skelettet og tænderne i form af fosfater. Skeletterne hos de fleste grupper af hvirvelløse dyr (svampe, koralpolypper, bløddyr osv.) består af forskellige former for calciumcarbonat (kalk). Calciumioner er involveret i blodkoagulationsprocesser, samt i at sikre konstant osmotisk tryk i blodet. Calciumioner tjener også som en af ​​de universelle sekundære budbringere og regulerer en række intracellulære processer - muskelsammentrækning, exocytose, herunder sekretion af hormoner og neurotransmittere osv. Calciumkoncentrationen i cytoplasmaet af menneskelige celler er omkring 10−7 mol, i intercellulære væsker omkring 10−3 mol.

Det meste af det calcium, der kommer ind i menneskekroppen med mad, findes i mejeriprodukter; det resterende calcium kommer fra kød, fisk og nogle planteprodukter (især bælgfrugter). Absorption sker i både tyktarmen og tyndtarmen og lettes af et surt miljø, D-vitamin og C-vitamin, laktose og umættede fedtsyrer. Magnesiums rolle i calciummetabolismen er vigtig; med dets mangel bliver calcium "vasket ud" fra knoglerne og aflejret i nyrerne (nyresten) og muskler.

Aspirin, oxalsyre og østrogenderivater forstyrrer absorptionen af ​​calcium. Når det kombineres med oxalsyre, producerer calcium vanduopløselige forbindelser, der er komponenter i nyresten.

På grund af det store antal processer, der er forbundet med det, er calciumindholdet i blodet præcist reguleret, og med korrekt ernæring opstår der ikke en mangel. Langvarigt fravær fra kosten kan forårsage kramper, ledsmerter, døsighed, vækstdefekter og forstoppelse. Dybere mangel fører til konstante muskelkramper og osteoporose. Misbrug af kaffe og alkohol kan forårsage calciummangel, da noget af det udskilles i urinen.

For store doser af calcium og D-vitamin kan forårsage hypercalcæmi, efterfulgt af intens forkalkning af knogler og væv (primært påvirker urinsystemet). Langsigtet overskud forstyrrer funktionen af ​​muskel- og nervevæv, øger blodkoagulationen og reducerer optagelsen af ​​zink i knogleceller. Den maksimale daglige sikre dosis for en voksen er 1500 til 1800 milligram.

Produkter Calcium, mg/100 g

Sesam 783

Nælde 713

Stor plantain 412

Sardiner i olie 330

Ivy budra 289

Hunderose 257

Mandel 252

Plantain lanceolist. 248

Hasselnød 226

Brøndkarse 214

Sojabønner tørre 201

Børn under 3 år - 600 mg.

Børn fra 4 til 10 år - 800 mg.

Børn fra 10 til 13 år - 1000 mg.

Unge fra 13 til 16 år - 1200 mg.

Ungdom 16 og ældre - 1000 mg.

Voksne fra 25 til 50 år - fra 800 til 1200 mg.

Gravide og ammende kvinder - fra 1500 til 2000 mg.

Konklusion

Calcium er et af de mest udbredte grundstoffer på Jorden. Der er meget af det i naturen: bjergkæder og lersten er dannet af calciumsalte, det findes i hav- og flodvand og er en del af plante- og dyreorganismer.

Calcium omgiver konstant byboere: næsten alle vigtigste byggematerialer - beton, glas, mursten, cement, kalk - indeholder dette element i betydelige mængder.

Med sådanne kemiske egenskaber kan calcium naturligvis ikke eksistere i naturen i en fri tilstand. Men calciumforbindelser - både naturlige og kunstige - har fået den største betydning.

Bibliografi

1.Redaktionsråd: Knunyants I. L. (chefredaktør) Kemisk encyklopædi: i 5 bind - Moskva: Soviet Encyclopedia, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 s.

2.Doronin. N.A. Calcium, Goskhimizdat, 1962. 191 s. med illustrationer.

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

4.Bilezikian J. P. Calcium- og knoglemetabolisme // I: K. L. Becker, red.

5.M.H. Karapetyants, S.I. Drakin - Generel og uorganisk kemi, 2000. 592 s. med illustrationer.