Kaltsiumi oksüdeerimine. Kaltsium ja selle omadused

CALCIUM (ladina kaltsium), Ca, perioodilise süsteemi lühivormi II rühma (pika vormi 2. rühm) keemiline element; viitab leelismuldmetallidele; aatomnumber 20; aatommass 40,078. Looduses on 6 stabiilset isotoopi: 40 Ca (96,941%), 42 Ca (0,647%), 43 Ca (0,135%), 44 Ca (2,086%), 46 Ca (0,004%), 48 Ca (0,187%); kunstlikult saadud radioisotoobid massinumbriga 34-54.

Ajalooline viide. Paljud looduslikud kaltsiumiühendid olid teada iidsetest aegadest ja neid kasutati ehituses laialdaselt (näiteks kips, lubi, marmor). Metallilist kaltsiumi eraldas esmakordselt G. Davy 1808. aastal CaO ja HgO oksiidide segu elektrolüüsi käigus ning moodustunud kaltsiumamalgaami lagunemisel. Nimi pärineb ladina calx (genitiivne kalts) - lubi, pehme kivi.

Levimus looduses... Maapõue kaltsiumisisaldus on 3,38 massiprotsenti. Seda ei esine vabas olekus kõrge keemilise aktiivsuse tõttu. Levinumad mineraalid on anortiit Ca, anhüdriit CaSO 4, apatiit Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), kips CaSO 4 2H 2 O, kaltsiit ja aragoniit CaCO 3, perovskite CaTiO 3, fluoriit CaF 2, skeeliit CaWO 4 Kaltsiummineraale leidub settekivides (nt lubjakivis), tard- ja moondekivimites. Kaltsiumiühendeid leidub elusorganismides: need on selgroogsete luukoe peamised komponendid (hüdroksüapatiit, fluorapatiit), korallide luustikud, molluskite kestad (kaltsiumkarbonaat ja fosfaadid) jne. Ca 2+ ioonide olemasolu määrab vee kareduse.

Omadused... Kaltsiumi aatomi välimise elektronkesta konfiguratsioon on 4s2; ühendites on selle oksüdatsiooni olek +2, harva +1; Paulingi elektronegatiivsus 1,00, aatomiraadius 180 pm, Ca 2+ iooni raadius 114 pm (koordinatsiooni number 6). kaltsium on hõbedane valge pehme metall; temperatuurini kuni 443 ° С on modifikatsioon kuupmeetrise näokeskse kristallvõrega stabiilne, üle 443 ° С - kuupmeetrise kehakeskse võrega; t pl 842 ° C, bp 1484 ° C, tihedus 1550 kg / m 3; soojusjuhtivus 125,6 W / (m · K).

Kaltsium on suure keemilise aktiivsusega metall (mida hoitakse hermeetiliselt suletud anumates või mineraalõli kihi all). Normaaltingimustes interakteerub see hõlpsalt hapnikuga (moodustub kaltsiumoksiid CaO), kuumutamisel - vesinikuga (CaH2 hüdriid), halogeenidega (kaltsiumhalogeniidid), booriga (CaB 6 booriid), süsinikuga (CaC 2 kaltsiumkarbiid), räniga (Ca silikoidid) 2 Si, CaSi, CaSi 2, Ca 3 Si 4), lämmastik (nitriid Ca 3 N 2), fosfor (fosfiidid Ca 3 P 2, CaP, CaP 5), kalkogeenid (koostise kalkogeniidid CaX, kus X on S, Se, Need). Kaltsium interakteerub teiste metallidega (Li, Cu, Ag, Au, Mg, Zn, Al, Pb, Sn jne), moodustades metallidevahelisi ühendeid. Metalliline kaltsium interakteerub veega, moodustades kaltsiumhüdroksiidi Ca (OH) 2 ja H2. Reageerib intensiivselt enamiku hapetega, moodustades vastavad soolad (näiteks kaltsiumnitraat, kaltsiumsulfaat, kaltsiumfosfaadid). See lahustub vedelas ammoniaagis, moodustades tumesinise, metallilahuse. Ammoniaagi aurustumisel vabaneb sellisest lahusest ammoniaak. Kaltsium reageerib järk-järgult ammoniaagiga, moodustades amiidi Ca (NH2) 2. Moodustab mitmesuguseid keerulisi ühendeid, kõige olulisemad on kompleksid hapniku sisaldavate polüdentaadi ligandidega, näiteks Ca-kompleksaadid.

Bioloogiline roll... Kaltsium on biogeenne element. Inimese päevane vajadus kaltsiumi järele on umbes 1 g. Elustes organismides osalevad kaltsiumiioonid lihaste kokkutõmbumisprotsessides, närviimpulsside ülekandmisel.

Vastuvõtmine... Metallilist kaltsiumi saadakse elektrolüütiliste ja metallotermiliste meetoditega. Elektrolüütiline meetod põhineb sula kaltsiumkloriidi elektrolüüsil puutetundliku katoodi või vedela vask-kaltsiumkatoodiga. Saadud vask-kaltsiumisulamist destilleeritakse kaltsium temperatuuril 1000-1080 ° C ja rõhul 13-20 kPa. Metallotermiline meetod põhineb kaltsiumi redutseerimisel selle oksiidist alumiiniumi või räni abil temperatuuril 1100-1200 ° C. Sellest moodustub kaltsiumaluminaat või silikaat, aga ka gaasiline kaltsium, mis seejärel kondenseeritakse. Maailmas toodetakse kaltsiumiühendeid ja kaltsiumi sisaldavaid materjale, umbes 1 miljard tonni aastas (1998).

Rakendus... Kaltsiumi kasutatakse redutseerijana paljude metallide (Rb, Cs, Zr, Hf, V jne) tootmisel. Mõnede sulamite ja õli desoksüdeerijate ja desulfurisaatoritena argooni puhastamiseks hapnikust ja lämmastikust ning elektriliste vaakumseadmete puhul gaasi absorbeerijana kasutatakse kaltsiumsilitsiide, samuti naatriumi, tsingi ja teiste metallidega kaltsiumsulameid. Kloriidi CaCl2 kasutatakse kuivatusainena keemilises sünteesis, kipsi kasutatakse meditsiinis. Tsemendi peamised komponendid on kaltsiumsilikaadid.

Lit .: Rodyakin V. V. Kaltsium, selle ühendid ja sulamid. M., 1967; Spitsyn V. I., Martynenko L. I. Anorgaaniline keemia. M., 1994. 2. osa; Anorgaaniline keemia / Toimetanud Yu D. Tretjakov. M., 2004.Vol. 2.

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

Kaltsiumi ajalugu

Kaltsiumi avastas 1808. aastal Humphrey Davy, kes kustutatud lubja ja elavhõbeoksiidi elektrolüüsi teel sai elavhõbeda destilleerimise käigus kaltsiumamalgaami, millest metall alles jäi, ja sai selle nime kaltsium. Ladina keeles lubikõlab nagu kalts, just selle nime valis inglise keemik avatud aine jaoks.

Kaltsium on D.I. keemiliste elementide perioodiliste süsteemide IV rühma peamise II alarühma element. Mendelejevi aatomnumber on 20 ja aatommass on 40,08. Lubatud nimetus on Ca (ladina keeles - kaltsium).

Füüsilised ja keemilised omadused

Kaltsium on reaktiivne, pehme, hõbevalge leelismetall. Hapniku ja süsinikdioksiidiga interaktsiooni tõttu muutub metalli pind tuhmiks, seetõttu vajab kaltsium spetsiaalset säilitusrežiimi - tihedalt suletud anum, milles metall valatakse vedela parafiini või petrooleumi kihiga, on kohustuslik.

Kaltsium on inimese jaoks vajalikest mikroelementidest kõige kuulsam, terve täiskasvanu jaoks on selle päevane vajadus 700 kuni 1500 mg, kuid raseduse ja imetamise ajal suureneb see, seda tuleb arvestada ja kaltsiumi tuleks saada valmististe kujul.

Looduses olemine

Kaltsiumil on väga kõrge keemiline aktiivsus, seetõttu ei esine seda looduses vabal (puhtal) kujul. Sellegipoolest on see maapõues viiendana levinum, ühendite kujul leidub seda settekivides (lubjakivi, kriit) ja kivimites (graniit), palju kaltsiumi sisaldab anoriidi maapõue.

Elusorganismides on see piisavalt laialt levinud, seda leidub taimedes, loomades ja inimestes, kus see esineb peamiselt hammaste ja luukoe koostises.

Kaltsiumi imendumine

Kaltsiumi normaalse imendumise takistuseks toidust on maiustuste ja leeliste kujul süsivesikute tarbimine, mis neutraliseerivad maos soolhappe, mis on vajalik kaltsiumi lahustamiseks. Kaltsiumi assimilatsiooniprotsess on üsna keeruline, nii et mõnikord ei piisa selle saamiseks ainult toidust, vajalik on täiendav mikroelemendi tarbimine.

Suhtlemine teistega

Kaltsiumi imendumise parandamiseks soolestikus on vajalik, kuna selle omadus on hõlbustada kaltsiumi imendumist. Kui sööte söömise ajal kaltsiumi (toidulisandite kujul), blokeeritakse imendumine, kuid kaltsiumipreparaatide toidust eraldi võtmine ei mõjuta seda protsessi mingil moel.

Peaaegu kogu keha kaltsium (1–1,5 kg) leidub luudes ja hammastes. Kaltsium osaleb närvikoe erutuvusprotsessides, lihaste kontraktiilsuse, vere hüübimisprotsessides, on osa rakkude tuumast ja membraanidest, raku- ja koevedelikest, omab allergiavastast ja põletikuvastast toimet, hoiab ära atsidoosi, aktiveerib mitmeid ensüüme ja hormoone. Kaltsium osaleb ka rakumembraanide läbilaskvuse reguleerimises, sellel on vastupidine mõju.

Kaltsiumipuuduse tunnused

Kaltsiumipuuduse tunnused kehas on järgmised esmapilgul seostamata sümptomid:

• närvilisus, meeleolu halvenemine;
• kardiopalmus;
• krambid, jäsemete tuimus;
• aeglustunud kasv ja lapsed;
• kõrge vererõhk;
• küünte delamineerimine ja haprus;
• liigesevalu, "valuläve" langetamine;
• rikkalik menstruatsioon.

Kaltsiumipuuduse põhjused

Kaltsiumipuuduse põhjusteks võivad olla tasakaalustamata dieedid (eriti tühja kõhuga), madal kaltsiumi sisaldus toidus, suitsetamine ning kohvi ja kofeiini sisaldavate jookide iha, düsbioos, neeruhaigused, kilpnääre, rasedus, imetamine ja menopaus.

Liigset kaltsiumi, mis võib tekkida piimatoodete liigse tarbimise või kontrollimatu ravimite tarbimise korral, iseloomustab tugev janu, iiveldus, oksendamine, isutus, nõrkus ja suurenenud urineerimine.

Kaltsiumi kasutamine elus

Kaltsiumi on kasutatud uraani metallotermilises tootmises, looduslike ühendite kujul kasutatakse seda kipsi ja tsemendi tootmiseks toorainena, desinfitseerimisvahendina (kõigile teada kloor).

Kaltsium asub neljandas suures perioodis, teises rühmas, põhirühmas, elemendi järjenumber on 20. Periooditabeli järgi on kaltsiumi aatommass 40,08. Kõrgem oksiidivalem on CaO. Kaltsiumil on ladinakeelne nimi kaltsium, seetõttu on elemendi aatomi sümbol Ca.

Kaltsiumi kui lihtsa aine iseloomustus

Normaaltingimustes on kaltsium hõbedane valge metall. Suure keemilise aktiivsusega element suudab moodustada paljusid eri klasside ühendeid. Element on väärtuslik tehniliste ja tööstuslike keemiliste sünteeside jaoks. Metall on maakoores laialt levinud: selle osakaal on umbes 1,5%. Kaltsium kuulub leelismuldmetallide rühma: vees lahustumisel annab see leelist, kuid looduses leidub seda mitmete mineraalide ja. Merevesi sisaldab kõrgetes kontsentratsioonides kaltsiumi (400 mg / l).

Puhas naatrium

Kaltsiumi omadused sõltuvad selle kristallvõre struktuurist. Sellel elemendil on kahte tüüpi: kuupmeetriline näokeskne ja helitugevuse keskne. Sideme tüüp molekulis on metalliline.

Looduslikud kaltsiumi allikad:

• apatiit;
• alabaster;
• kips;
• kaltsiit;
• fluoriit;
• dolomiit.

Kaltsiumi füüsikalised omadused ja metallitootmise meetodid

Normaaltingimustes on kaltsium agregatsiooni tahkes olekus. Metall sulab temperatuuril 842 ° C. Kaltsium on hea elektri- ja soojusjuht. Kuumutamisel läheb see kõigepealt vedelikuks ja seejärel auruni ning kaotab oma metallilised omadused. Metall on väga pehme ja seda saab nuga lõigata. Keeb temperatuuril 1484 ° C.

Surve all kaotab kaltsium oma metalliomadused ja elektrijuhtivuse võime. Kuid siis taastatakse metallilised omadused ja avalduvad ülijuhi omadused, ületades nende indikaatorite väärtusi mitu korda.

Pikka aega polnud lisanditeta kaltsiumi saamine võimalik: kõrge keemilise aktiivsuse tõttu ei esine seda elementi looduses puhtal kujul. Element avastati 19. sajandi alguses. Kaltsiumi kui metalli sünteesis esmakordselt Briti keemik Humphrey Davy. Teadlane avastas tahkete mineraalide ja soolade sulamise koostoimed elektrivooluga. Tänapäeval on metallide tootmisel kõige olulisem meetod kaltsiumsoolade (kaltsiumi ja kaaliumkloriidide segud, fluoriidi ja kaltsiumkloriidi segud) elektrolüüs. Kaltsiumi ekstraheeritakse ka selle oksiidist, kasutades metallurgia tavalist meetodit aluminotermiat.

Kaltsiumi keemilised omadused

Kaltsium on aktiivne metall, millel on palju koostoimeid. Tavalistes tingimustes reageerib see kergesti, moodustades vastavad binaarsed ühendid: hapniku, halogeenidega. Kaltsiumiühendite kohta lisateabe saamiseks klõpsake. Kuumutamisel reageerib kaltsium lämmastiku, vesiniku, süsiniku, räni, boori, fosfori, väävli ja muude ainetega. Välitingimustes interakteerub see koheselt hapniku ja süsinikdioksiidiga, seetõttu kaetakse see halli kattega.

Reageerib ägedalt hapetega, mõnikord süttides. Soolades on kaltsiumil huvitavaid omadusi. Näiteks koopa stalaktiidid ja stalagmiidid on kaltsiumkarbonaat, mis moodustub põhjavees toimuvate protsesside tulemusel järk-järgult veest, süsinikdioksiidist ja vesinikkarbonaadist.

Tänu kõrgele aktiivsusele tavalises olekus hoitakse kaltsiumi laborites pimedas suletud klaasnõudes parafiini või petrooleumi kihi all. Kvalitatiivne reaktsioon kaltsiumioonile on leegi värvimine rikkaliku tellise-punase värviga.

Kaltsium muudab leegi punaseks

Ühendite koostises olevat metalli saab tuvastada elemendi teatud soolade (fluoriid, karbonaat, sulfaat, silikaat, fosfaat, sulfit) lahustumatute sademete abil.

Vee reageerimine kaltsiumiga

Kaltsiumi hoitakse purkides kaitsva vedeliku kihi all. Vee ja kaltsiumi reaktsiooni demonstratsiooni läbiviimiseks ei saa te lihtsalt metalli kätte saada ja soovitud tükk sellest ära lõigata. Kaltsiummetalli on laboris lihtsam hakke kujul kasutada.

Kui metallilaastud puuduvad ja purgis on ainult suured kaltsiumitükid, on vaja tangid või haamer. Valmis nõutud suurusega kaltsiumi tükk pannakse kolbi või veeklaasi. Kaltsiumilaastud pannakse nõusse marli kotti.

Kaltsium vajub põhja ja vesiniku eraldumine algab (kõigepealt sellest kohast, kus metalli värske murd on). Gaas eraldub kaltsiumi pinnalt järk-järgult. Protsess sarnaneb ägeda keemistemperatuuriga, samal ajal moodustub kaltsiumhüdroksiidi (kustutatud lubi) sade.

Lubja läikimine

Klops kaltsiumi hõljub üles ja on kinni jäänud vesiniku mullidest. Umbes 30 sekundi pärast lahustub kaltsium ja hüdroksiidi suspensiooni moodustumisel muutub vesi häguseks. Kui reaktsioon toimub mitte keeduklaasis, vaid katseklaasis, võib täheldada kuumust: katseklaas kuumeneb kiiresti. Kaltsiumi reaktsioon veega ei lõpe küll suurejoonelise plahvatusega, kuid kahe aine koostoime toimub ägedalt ja tundub tähelepanuväärne. Kogemus on ohutu.

Kui kott järelejäänud kaltsiumiga eemaldatakse veest ja hoitakse õhus, siis mõne aja pärast toimub jätkuva reaktsiooni tagajärjel tugev kuumutamine ja marli jäägid keevad. Kui osa hägust lahust filtritakse läbi lehtri klaasiks, siis sadestub süsinikmonooksiidi CO₂ lahuse kaudu. See ei nõua süsinikdioksiidi - väljahingatava õhu saate lahusesse puhuda läbi klaastoru.

Elektronegatiivsus 1,00 (Paulingu skaala) Elektroodide potentsiaal −2,76 Oksüdeerumisseisundid 2 Ionisatsioonienergia
(esimene elektron) 589,4 (6,11) kJ / mol (eV) Lihtsa aine termodünaamilised omadused Tihedus (n.a.) 1,55 g / cm3 Sulamistemperatuur 1112 K; 838,85 ° C Keemistemperatuur 1757 K; 1483,85 ° C Ud. termotuumasüntees 9,20 kJ / mol Ud. aurustumissoojus 153,6 kJ / mol Molaarne soojusmaht 25,9 J / (K mol) Molaarne maht 29,9 cm3 / mol Lihtsaine kristallvõre Võre struktuur kuupmeetriline näokeskne Võre parameetrid 5,580 Debye temperatuur 230 Muud omadused Soojusjuhtivus (300 K) (201) W / (mK) CASi number 7440-70-2 Heitespekter

Nimi ajalugu ja päritolu

Elemendi nimi tuleb lad. kalts (genitiivis kaltsiit) - "lubi", "pehme kivi". Selle pakkus välja inglise keemik Humphrey Davy, kes 1808. aastal isoleeris metallilise kaltsiumi elektrolüütilise meetodi abil. Davy elektrolüüsis anoodina toiminud plaatinaplaadil niiske kustutatud lubja segu. Vedelikku kastetud plaatinatraat toimis katoodina. Elektrolüüsi tulemusel saadi kaltsiumamalgaam. Pärast seda elavhõbeda ärajuhtimist hankis Davy metalli nimega kaltsium.

Isotoobid

Kaltsiumi leidub looduses kuue isotoobi seguna: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca ja 48 Ca, millest kõige tavalisem - 40 Ca - on 96,97%. Kaltsiumi tuumad sisaldavad maagilist arvu prootoneid: Z \u003d 20. Isotoobid 40
20 Ca20
ja 48
20 Ca28
on kaks viiest looduses eksisteerivast kahekordselt maagilisest tuumast.

Kuuest looduslikust kaltsiumi isotoobist viis on stabiilsed. Kuues isotoop 48 Ca, kuuest raskeim ja väga haruldane (selle isotoopide arvukus on vaid 0,187%), läbib topelt beeta lagunemise, poolestusajaga (4,39 ± 0,58) ⋅10 19 aastat.

Kivimites ja mineraalides

Maapõues intensiivselt rändav ja mitmesugustesse geokeemilistesse süsteemidesse kogunev kaltsium moodustab 385 mineraali (mineraalide arvult neljas).

Enamik kaltsiumi sisaldub mitmesuguste kivimite (graniidid, gneissid jms) silikaatides ja alumiinisilikaatides, eriti päevakivi - anorthite Ca.

Kaltsiumimineraalid nagu kaltsiit CaCO 3, anhüdriit CaSO 4, alabaster CaSO 4 0,5H 2 O ja kips CaSO 4 2H 2 O, fluoriit CaF 2, apatiidid Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomiit MgCO 3 CaCO 3. Kaltsiumi ja magneesiumi soolade olemasolu looduslikus vees määrab selle kõvaduse.

Settekivim, mis koosneb peamiselt krüptokristallilisest kaltsiidist - lubjakivist (üks selle sortidest on kriit). Piirkondliku metamorfismi mõjul muundatakse lubjakivi marmoriks.

Ränne maapõues

Kaltsiumi loomulikus rändes mängib olulist rolli "karbonaaditasakaal", mis on seotud kaltsiumkarbonaadi vee ja süsinikdioksiidi vastasmõju pöörduva reageerimisega lahustuva vesinikkarbonaadi moodustumisega:

C a CO 3 + H 2 O + CO 2 ⇄ C a (HCO 3) 2 ⇄ C a 2 + + 2 HCO 3 - (\\ displaystyle (\\ mathsf (CaCO_ (3) + H_ (2) O + CO_ (2) ) \\ parempoolsed nooled Ca (HCO_ (3)) _ (2) \\ parempoolsed nooled Ca ^ (2 +) + 2HCO_ (3) ^ (-))))

(tasakaal nihkub vasakule või paremale, sõltuvalt süsinikdioksiidi kontsentratsioonist).

Biogeensel rändel on tohutu roll.

Biosfääris

Kaltsiumiühendeid leidub peaaegu kõigis loomade ja taimede kudedes (vt allpool). Märkimisväärne kogus kaltsiumi on elusorganismides. Niisiis, hüdroksüapatiit Ca 5 (PO 4) 3 OH või muus tähenduses 3Ca 3 (PO 4) 2 · Ca (OH) 2 - selgroogsete, sealhulgas inimeste luukoe alus; paljude selgrootute, munakooride jms koored koosnevad kaltsiumkarbonaadist CaCO 3. Inimeste ja loomade eluskudedes on Ca - 2–2% massist (massiosa); 70 kg kaaluvas inimkehas on kaltsiumisisaldus umbes 1,7 kg (peamiselt luukoe rakkudevahelise aine koostises).

Vastuvõtmine

Vaba metalliline kaltsium saadakse CaCl2 (75-80%) ja KCl või CaCl2 ja CaF2 koosneva sulami elektrolüüsil, samuti CaO aluminotermilisel redutseerimisel temperatuuril 1170-1200 ° C. 4 C a O + 2 A l → C a A l 2 O 4 + 3 C a (\\ displaystyle (\\ mathsf (4CaO + 2Al \\ paremnool CaAl_ (2) O_ (4) + 3Ca))))

Füüsikalised omadused

Kaltsiummetall eksisteerib kahes allotroopses modifikatsioonis. Kuni 443 ° C vastupidav a-Ca kuubikujulise näokeskse võrega (parameeter ja \u003d 0,558 nm), kõrgem on stabiilne p-Ca kuupmeetrise kehakeskse võre tüübiga α -Fe (parameeter a \u003d 0,448 nm). Standardne entalpia Δ H 0 (\\ ekraanistiil \\ Delta H ^ (0)) üleminek α → β on 0,93 kJ / mol.

Rõhu järkjärgulise suurenemisega hakkab see näitama pooljuhi omadusi, kuid ei muutu pooljuhiks selle sõna täies tähenduses (see pole enam ka metall). Rõhu täiendava suurenemise korral naaseb see metallisse olekusse ja hakkab ilmutama ülijuhtivaid omadusi (ülijuhtivustemperatuur on kuus korda kõrgem kui elavhõbedal ja juhtivus on palju suurem kui kõigil muudel elementidel). Kaltsiumi ainulaadne käitumine sarnaneb mitmes mõttes strontsiumiga (see tähendab, et perioodilises tabelis säilitatakse paralleele).

Keemilised omadused

Standardsete potentsiaalide seerias asub kaltsium vesinikust vasakul. Ca 2+ / Ca 0 paari standardne elektroodipotentsiaal on -2,84 V, nii et kaltsium reageerib aktiivselt veega, kuid ilma süüteta:

Ca + 2 H 2 O → Ca (O H) 2 + H 2. (\\ displaystyle (\\ mathsf (Ca + 2H_ (2) O \\ paremnool Ca (OH) _ (2) + H_ (2) \\ ülesvool.)))

Lahustunud kaltsiumvesinikkarbonaadi olemasolu vees määrab suuresti vee ajutise kareduse. Seda nimetatakse ajutiseks, kuna vee keetmisel vesinikkarbonaat laguneb ja CaCO 3 sadestub. See nähtus viib näiteks selleni, et aja jooksul koguneb veekeetjasse katlakivi.

Rakendus

Metallilist kaltsiumi kasutatakse peamiselt redutseerijana metallide, eriti nikli, vase ja roostevaba terase tootmisel. Kaltsiumi ja selle hüdriidi kasutatakse ka raskesti redutseeritavate metallide, näiteks kroomi, tooriumi ja uraani tootmiseks. Kaltsium-pliisulameid kasutatakse teatud tüüpi akudes ja laagrite valmistamisel. Kaltsiumigraanuleid kasutatakse ka õhu jälgede eemaldamiseks vaakumiseadmetest. Puhast metallilist kaltsiumi kasutatakse metallotermias laialdaselt haruldaste muldmetallide tootmiseks.

Kaltsiumi kasutatakse metallurgias laialdaselt terase deoksüdeerimiseks koos alumiiniumiga või koos sellega. Ahjuväline töötlemine kaltsiumi sisaldavate traatidega võtab juhtiva positsiooni kaltsiumi mitmefaktorilise mõju tõttu sula sulami füüsikalis-keemilisele seisundile, metalli makro- ja mikrostruktuurile, metalltoodete kvaliteedile ja omadustele ning on terasetootmise tehnoloogia lahutamatu osa. Kaasaegses metallurgias kasutatakse süstimistraati, et süstida sulamisse kaltsiumi, milleks on kaltsium (mõnikord siliko- või alumiiniumkaltsium) pulbri või terasest kestas pressitud metalli kujul. Lisaks deoksüdatsioonile (terases lahustunud hapniku eemaldamine) võimaldab kaltsiumi kasutamine saada oma olemuselt, koostiselt ja kujust soodsaid mittemetallilisi lisandeid, mida edasiste tehnoloogiliste toimingute käigus ei hävitata.

48 Ca isotoop on üks tõhusamaid ja kasulikumaid materjale ülipõnevate elementide tootmiseks ja perioodiliste tabelite uute elementide leidmiseks. See on tingitud asjaolust, et kaltsium-48 on kahekordselt võlutuum, seetõttu võimaldab selle stabiilsus olla kerge tuuma jaoks piisavalt neutronirikas; ülikergete tuumade süntees nõuab üleliigset neutronite hulka.

Bioloogiline roll

Kuna see on oluline paljude elutähtsate protsesside jaoks, on kaltsiumi kontsentratsioon veres täpselt reguleeritud ning korraliku toitumise ning madala rasvasisaldusega piimatoodete piisava tarbimise ja D-vitamiini vaeguse korral seda ei teki. Pikaajaline kaltsiumi ja / või D-vitamiini puudus toidus suurendab osteoporoosi riski ja imikueas põhjustab rahhiiti.

Märkused

1. Brinelli kõvadus 200-300 MPa
2. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Elementide aatommassid 2011 (IUPACi tehniline aruanne) (inglise keeles) // Puhas ja rakenduskeemia. - 2013. - Vol. 85, ei. viis. - Lk 1047-1078. - DOI: 10.1351 / PAC-REP-13-03-02.
3. Toimetuskolleegium: Knunyants I.L (peatoimetaja). Keemiline entsüklopeedia: viies köites - Moskva: Nõukogude entsüklopeedia, 1990. - T. 2. - Lk 293. - 671 lk. - 100 000 eksemplari
4. Riley J.P. ja Skirrow G. Keemiline okeanograafia, V. 1, 1965.
5. Priitšenko B. Topelt-beeta-lagunemise hinnatud poolväärtusaegade süstemaatika // Tuumakaardid. - 2014. - juuni (v. 120). - S. 102-105. - ISSN 0090-3752. - DOI: 10.1016 / j.nds.2014.07.018. [parandama]
6. Priitšenko B. Vastuvõetud topelt beeta (ββ) lagunemisväärtuste loetelu (täpsustamata) ... Riiklik tuumaandmete keskus, Brookhaveni riiklik labor. Saadud 6. detsembril 2015.
7. Keemiku käsiraamat / toimetus: B. P. Nikolsky jt - 2. väljaanne, rev. - M.-L .: keemia, 1966. - T. 1. - 1072 lk.
8. Ajaleht. Ru: rõhu all olevad elemendid
9. Kaltsium // Suur Nõukogude Entsüklopeedia: [30 köites] / Ch. toim. A. M. Prokhorov... - 3. toim. - M .: Nõukogude entsüklopeedia, 1969–1978.
10. Dyudkin D.A., Kisilenko V.V. Erinevate tegurite mõju keeruka täiteainega SK40 (vene keeles) kaltsiumis absorbeerimisele // Elektrometallurgia: ajakiri. - 2009. - mai (nr 5). - S. 2-6.
11. Mihhailov G. G., Chernova L.A. Terase deoksüdatsiooniprotsesside termodünaamiline analüüs kaltsiumi ja alumiiniumiga (vene keeles) // Elektrometallurgia: ajakiri. - 2008. - märts (nr 3). - S. 6-8.
12. Tuuma kestmudel
13. Meditsiini Instituudi (USA) komitee D-vitamiini ja kaltsiumi toitumise võrdluskoguste läbivaatamiseks; Ross AC, Taylor CL, Yaktine AL, Del Valle HB, toimetajad (2011).

Perioodilise süsteemi kõigi elementide hulgast võib eristada mitmeid neist, ilma milleta ei arene elusorganismides mitte ainult mitmesugused haigused, vaid tavaliselt on võimatu normaalselt elada ja kasvada. Üks neist on kaltsium.

Huvitav on see, et kui rääkida sellest metallist kui lihtsast ainest, pole sellest inimesele mingit kasu, isegi mitte kahju. Siiski tuleb mainida ainult Ca 2+ ioone ja nende olulisust iseloomustab kohe palju punkte.

Kaltsiumi positsioon perioodilises süsteemis

Kaltsiumi, nagu mis tahes muu elemendi, iseloomustus algab selle positsiooni märkimisega perioodilisustabelis. Lõppude lõpuks võimaldab see antud aatomi kohta palju õppida:

• tuumalaeng;
• elektronide ja prootonite, neutronite arv;
• oksüdatsiooni olek, kõrgeim ja madalaim;
• elektrooniline konfiguratsioon ja muud olulised asjad.

Element, mida me kaalume, asub teise rühma, peamise alarühma neljandas suures perioodis ja sellel on järjekorranumber 20. Samuti näitab keemiline perioodiline tabel kaltsiumi aatommassi - 40,08, mis on antud aatomi olemasolevate isotoopide keskmine väärtus.

Oksüdatsiooni olek on üks, alati konstantne, võrdne +2. CaO valem. Elemendi ladinakeelne nimetus on kaltsium, seega Ca-aatomi sümbol.

Kaltsiumi kui lihtsa aine iseloomustus

Tavalistes tingimustes on see element hõbevalge metall. Kaltsiumi kui lihtsa aine valem on Ca. Suure keemilise aktiivsuse tõttu on see võimeline moodustama paljusid eri klassidesse kuuluvaid ühendeid.

Tugevas agregatsiooni olekus ei kuulu see inimkeha, seetõttu on see oluline tööstuslike ja tehniliste vajaduste jaoks (peamiselt keemilised sünteesid).

See on maapõues üks levinumaid metalle, umbes 1,5%. See kuulub leelismuldmetallide rühma, kuna vees lahustumisel annab see leelist, kuid looduses esineb see mitmete mineraalide ja soolade kujul. Merevee koostisse kuulub palju kaltsiumi (400 mg / l).

Kristallrakk

Kaltsiumi omadusi selgitatakse kristallvõre struktuuriga, mis võib olla kahte tüüpi (kuna on olemas alfa- ja beetavorm):

• kuupmeetriline näokeskne;
• mahuline.

Sideme tüüp molekulis on metalliline, võrekohtades, nagu ka kõigis metallides, leidub aatomiioone.

Looduses olemine

Looduses on mitu põhiainet, mis seda elementi sisaldavad.

1. Merevesi.
2. Kivimid ja mineraalid.
3. Elusorganismid (kestad ja kestad, luukoe jne).
4. Põhjavesi maakoores.

On võimalik tuvastada järgmist tüüpi kivimid ja mineraalid, mis on looduslikud kaltsiumi allikad.

1. Dolomiit on kaltsiumi ja magneesiumkarbonaadi segu.
2. Fluoriit on kaltsiumfluoriid.
3. Kips - CaSO 4 2H 2 O.
4. Kaltsiit - kriit, lubjakivi, marmor - kaltsiumkarbonaat.
5. Alabaster - CaSO4 0,5H 2 O.
6. Apaatsus.

Kokku on eraldatud umbes 350 erinevat mineraali ja kivimit, mis sisaldavad kaltsiumi.

Saamise meetodid

Pikka aega ei olnud metalli võimalik vabas vormis isoleerida, kuna selle keemiline aktiivsus on kõrge, looduses te ei leia seda puhtal kujul. Seetõttu oli kõnealune element kuni 19. sajandini (1808) veel üks müsteerium, mida kandis perioodiline tabel.

Inglise keemik Humphrey Davy suutis sünteesida kaltsiumi kui metalli. See oli tema, kes avastas esimesena tahkete mineraalide ja soolade sulamise vastastikmõju elektrivooluga. Praeguseks on kõige olulisem viis selle metalli saamiseks selle soolade elektrolüüsil, näiteks:

• kaltsiumi ja kaaliumkloriidide segu;
• fluoriidi ja kaltsiumkloriidi segu.

Selle oksiidist on võimalik ka kaltsiumi eraldada metallurgias laialt levinud aluminotermias kasutatava meetodi abil.

Füüsikalised omadused

Kaltsiumi füüsikalisi omadusi saab kirjeldada mitmes punktis.

1. Füüsikaline olek - normaaltingimustes tahke.
2. Sulamistemperatuur - 842 0 С.
3. Metall on pehme ja seda saab nuga lõigata.
4. Värv - hõbevalge, läikiv.
5. Omab häid elektrit juhtivaid ja soojust juhtivaid omadusi.
6. Pikaajalise kuumutamise korral muutub see vedelaks, seejärel auruks, kaotades oma metallilised omadused. Keemispunkt on 1484 0 С.

Kaltsiumi füüsikalistel omadustel on üks eripära. Kui metallile avaldatakse survet, kaotab see mingil ajahetkel oma metallilised omadused ja võime juhtida elektrit. Kuid efekti täiendava suurenemise korral taastatakse see uuesti ja see avaldub ülijuhina, ületades mitu korda nende näitajate muid elemente.

Keemilised omadused

Selle metalli aktiivsus on väga kõrge. Seetõttu on palju koostoimeid, millesse kaltsium siseneb. Reaktsioonid kõigi mittemetallidega on tema jaoks tavalised, sest redutseerijana on ta väga tugev.

1. Normaaltingimustes reageerib see kergesti vastavate binaarsete ühendite moodustumisele koos: halogeenide, hapnikuga.
2. Kuumutamisel: vesinik, lämmastik, süsinik, räni, fosfor, boor, väävel ja teised.
3. Välitingimustes interakteerub see kohe süsinikdioksiidi ja hapnikuga, seetõttu kaetakse see halli kattega.
4. Reageerib ägedalt hapetega, mõnikord põletikuga.

Kaltsiumi huvitavad omadused avalduvad selle sisaldamisel soolade koostises. Nii laes kui seintel kasvav kaunis koobas polegi midagi muud kui moodustatud aja jooksul veest, süsinikdioksiidist ja vesinikkarbonaadist põhjavees toimuvate protsesside mõjul.

Arvestades metalli aktiivsust normaalses olekus, hoitakse seda laboratooriumides, nagu ka leeliselist. Pimedas klaasist, tihedalt suletud kaanega petrooleumi või parafiini kihi all.

Kvalitatiivne reaktsioon kaltsiumioonile on leegi värvus kauni, rikkaliku tellise-punase värviga. Samuti on ühendite koostises metalli võimalik tuvastada mõne selle soola (kaltsiumkarbonaat, fluoriid, sulfaat, fosfaat, silikaat, sulfit) lahustumatu sadenemise teel.

Metallühendused

Metalliühendite liigid on järgmised:

• oksiid;
• hüdroksiid;
• kaltsiumsoolad (keskmised, happelised, aluselised, topelt-, keerulised).

CaO-na tuntud kaltsiumoksiidi kasutatakse ehitusmaterjali (lubja) loomisel. Kui kustutate oksiidi veega, saate vastava hüdroksiidi, millel on leelise omadused.

Just mitmesugustel kaltsiumisooladel kasutatakse erinevates majandussektorites suurt praktilist tähtsust. Millised soolad on olemas, oleme juba eespool maininud. Siin on näited nende ühendite tüüpide kohta.

1. Keskmised soolad - karbonaat CaCO 3, fosfaat Ca 3 (PO 4) 2 ja teised.
2. Happeline - hüdrosulfaat CaHSO 4.
3. Peamised neist on vesinikkarbonaat (CaOH) 3 PO4.
4. Kompleks - Cl 2.
5. Topelt - 5Ca (NO 3) 2 * NH 4 NO 3 * 10H 2 O.

Kaltsium on bioloogiliste süsteemide jaoks oluline just selle klassi ühendite kujul, kuna soolad on keha ioonide allikad.

Bioloogiline roll

Miks on kaltsium inimese keha jaoks oluline? Põhjuseid on mitu.

1. Just selle elemendi ioonid on osa rakkudevahelisest ainest ja koevedelikust, osaledes erutusmehhanismide reguleerimisel, hormoonide ja neurotransmitterite tootmisel.
2. Kaltsiumi koguneb luudesse ja hambaemaili umbes 2,5% kogu kehakaalust. See on üsna palju ja mängib olulist rolli nende struktuuride tugevdamisel, nende tugevuse ja stabiilsuse säilitamisel. Organismi kasv pole selleta võimatu.
3. Vere hüübimine sõltub ka asjaomastest ioonidest.
4. See on osa südamelihasest, osaleb selle erutamises ja kokkutõmbumises.
5. Osaleb eksotsütoosis ja muudes rakusisestes muutustes.

Kui tarbitud kaltsiumi kogusest ei piisa, arenevad sellised haigused nagu:

• rahhiid;
• osteoporoos;
• verehaigused.

Päevane norm täiskasvanule on 1000 mg ja lastele alates 9-aastasest 1300 mg. Selle elemendi liigse esinemise vältimiseks kehas ei tohiks te ületada määratud annust. Vastasel juhul võib areneda soolehaigus.

Kõigi muude elusolendite puhul on võrdselt oluline ka kaltsium. Näiteks, kuigi paljudel puudub luustik, on välised vahendid nende tugevdamiseks ka selle metalli moodustised. Nende hulgas:

• koorikloomad;
• rannakarbid ja austrid;
• käsnad;
• korallpolüübid.

Kõik need on seljas või põhimõtteliselt moodustavad elu jooksul omamoodi välise luustiku, mis kaitseb neid väliste mõjude ja kiskjate eest. Selle peamine komponent on kaltsiumsoolad.

Selgroogsed, nagu ka inimesed, vajavad kõnealuseid ioone normaalseks kasvuks ja arenguks ning saavad neid toiduga.

On palju võimalusi, millega on võimalik täiendada kehas oleva elemendi puuduvat normi. Parim on muidugi looduslikud meetodid - tooted, mis sisaldavad soovitud aatomit. Kui see on mingil põhjusel ebapiisav või võimatu, on vastuvõetav ka meditsiiniline viis.

Niisiis, kaltsiumi sisaldavate toiduainete loetelu on midagi sellist:

• piimatooted ja kääritatud piimatooted;
• kala;
• rohelus;
• teravili (tatar, riis, täisteratooted);
• mõned tsitrusviljad (apelsinid, mandariinid);
• kaunviljad;
• kõik pähklid (eriti mandlid ja kreeka pähklid).

Kui olete mõne toote suhtes allergiline või ei saa te neid muul põhjusel kasutada, siis aitavad kaltsiumi sisaldavad preparaadid täiendada kehas vajaliku elemendi taset.

Kõik need on selle metalli soolad, millel on võime kehas kergesti imenduda, imendub kiiresti verre ja sooltesse. Nende hulgas on kõige populaarsemad ja kasutatavad järgmised.

1. Kaltsiumkloriid - süstelahus või suu kaudu manustatav lahus täiskasvanutele ja lastele. See erineb soola kontsentratsioonist kompositsioonis, seda kasutatakse "kuumadeks süstideks", kuna süstimisel tekitab see just sellist tunnet. On olemas puuviljamahlaga vorme, mis hõlbustavad allaneelamist.
2. Saadaval tablettidena (0,25 või 0,5 g) ja intravenoossete süstelahustena. Sageli sisaldab see tableti kujul erinevaid puuviljalisandeid.
3. Kaltsiumlaktaat - saadaval 0,5 g tablettidena.