Kalcija oksidēšana. Kalcijs un tā īpašības

CALCIUM (latīņu kalcijs), Ca, periodiskās sistēmas īsās formas (garās formas 2. grupa) II grupas ķīmiskais elements; attiecas uz sārmzemju metāliem; atomu skaits 20; atomu masa 40,078. Dabā ir 6 stabili izotopi: 40 Ca (96,941%), 42 Ca (0,647%), 43 Ca (0,135%), 44 Ca (2,086%), 46 Ca (0,004%), 48 Ca (0,187%); mākslīgi iegūti radioizotopi ar masas skaitļiem 34-54.

Atsauce uz vēsturi. Daudzi dabiski kalcija savienojumi bija zināmi jau senatnē un tika plaši izmantoti būvniecībā (piemēram, ģipsis, kaļķis, marmors). Metālisko kalciju pirmo reizi izdalīja G. Deivids 1808. gadā CaO un HgO oksīdu maisījuma elektrolīzes laikā un pēc tam izveidotā kalcija amalgamas sadalīšanās laikā. Nosaukums cēlies no latīņu calx (genitive case calcis) - kaļķa, mīksta akmens.

Izplatība dabā. Kalcija saturs zemes garozā ir 3,38% no svara. Sakarā ar augsto ķīmisko aktivitāti brīvā stāvoklī nenotiek. Visizplatītākie minerāli ir Ca anorthīts, CaSO 4 anhidrīts, Ca 5 (PO 4) 3 apatīts (F, Cl, OH), CaSO 4 · 2H 2 O ģipsis, kalcīts un CaCO 3 aragonīts, CaTiO 3 perovskīts, CaF 2 fluorīts, CaWO scheelite 4. Kalcija minerāli ir daļa no nogulumiežu (piemēram, kaļķakmens), nervu un metamorfiem iežiem. Kalcija savienojumi ir sastopami dzīvos organismos: tie ir mugurkaulāja kaulu audu (hidroksiapatīts, fluorapatīts), koraļļu skeletu, gliemju čaulu (kalcija karbonāta un fosfātu) galvenās sastāvdaļas utt. Ca 2+ jonu klātbūtne nosaka ūdens cietību.

Īpašības. Kalcija atoma 4s 2 ārējā elektronu apvalka konfigurācija; savienojumos oksidācijas stāvoklis ir +2, reti +1; Polinga elektronegativitāte 1,00, atoma rādiuss 180 pm, Ca 2+ jona rādiuss 114 pm (koordinācijas numurs 6). kalcijs - sudrabbalti mīksts metāls; līdz 443 ° С, modifikācija ar kubveida, uz seju vērsta kristāla režģi ir stabila; virs 443 ° С - ar kubveida ķermeni, kas ir centrēts ar režģi; t pl 842 ° C, t ķīpa 1484 ° C, blīvums 1550 kg / m 3; siltumvadītspēja 125,6 W / (m · K).

Kalcijs ir metāls ar augstu ķīmisko aktivitāti (tiek glabāts hermētiski noslēgtos traukos vai zem minerāleļļas slāņa). Normālos apstākļos tas viegli mijiedarbojas ar skābekli (kalcija oksīds veido CaO), karsējot, tas mijiedarbojas ar ūdeņradi (CaH 2 hidrīds), halogēniem (kalcija halogenīdiem), boru (CaB 6 borīds), oglekli (kalcija CaC 2 karbīds), silīciju (Ca silīdi). 2 Si, CaSi, CaSi 2, Ca 3 Si 4), slāpeklis (Ca 3 N 2 nitrīds), fosfors (Ca 3 P 2 fosfīdi, CaP, CaP 5), halkogēni (CaX chalcogenides, kur X ir S, Se, Tie). Kalcijs mijiedarbojas ar citiem metāliem (Li, Cu, Ag, Au, Mg, Zn, Al, Pb, Sn utt.), Veidojot intermetāliskus savienojumus. Kalcija metāls mijiedarbojas ar ūdeni, veidojot kalcija hidroksīdu Ca (OH) 2 un H 2. Spēcīgi mijiedarbojas ar lielāko daļu skābju, veidojot atbilstošos sāļus (piemēram, kalcija nitrātu, kalcija sulfātu, kalcija fosfātus). Tas izšķīst šķidrā amonjakā, veidojot tumši zilu šķīdumu ar metāla vadītspēju. Amonjaka iztvaikošanas laikā no šāda šķīduma izdalās amonjaks. Kalcijs pakāpeniski mijiedarbojas ar amonjaku, veidojot amīdu Ca (NH 2) 2. Tas veido dažādus sarežģītus savienojumus, vissvarīgākie ir kompleksi ar skābekli saturošiem polidentāta ligandiem, piemēram, Ca kompleksonāti.

Bioloģiskā loma. Kalcijs ir barības viela. Cilvēka ikdienas nepieciešamība pēc kalcija ir aptuveni 1 g.Dzīvos organismos kalcija joni piedalās muskuļu kontrakcijas procesos, nervu impulsu pārraidē.

Iegūšana. Metālisko kalciju iegūst ar elektrolītiskām un metalotermiskām metodēm. Elektrolītiskās metodes pamatā ir kausēta kalcija hlorīda elektrolīze ar pieskāriena katodu vai šķidru vara-kalcija katodu. No iegūtā vara-kalcija sakausējuma kalciju destilē 1000-1080 ° C temperatūrā un 13-20 kPa spiedienā. Metālotermiskās metodes pamatā ir kalcija reducēšana no tā oksīda ar alumīniju vai silīciju 1100–1200 ° C temperatūrā. Tādējādi veidojas alumināts vai kalcija silikāts, kā arī gāzveida kalcijs, kas pēc tam tiek kondensēts. Kalcija savienojumu un kalciju saturošu materiālu ražošana pasaulē aptuveni 1 miljards tonnu gadā (1998).

Pieteikums. Kalcijs tiek izmantots kā reducētājs daudzu metālu (Rb, Cs, Zr, Hf, V utt.) Ražošanā. Kalcija silīdus, kā arī kalcija sakausējumus ar nātriju, cinku un citiem metāliem izmanto kā atsevišķu sakausējumu un eļļas deoksidizatorus un desulfurizatorus argona attīrīšanai no skābekļa un slāpekļa, kā arī vakuuma ierīcēs kā gāzes absorbētāju. CaCl 2 hlorīds tiek izmantots kā desikants ķīmiskajā sintēzē, ģipsis tiek izmantots medicīnā. Galvenie cementa komponenti ir kalcija silikāti.

Lit .: Rodyakin V. V. Kalcijs, tā savienojumi un sakausējumi. M., 1967; Spitsyn V. I., Martynenko L. I. Neorganiskā ķīmija. M., 1994. 2. daļa; Neorganiskā ķīmija / Rediģēja Yu D. Tretjakovs. M., 2004. T. 2.

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

Kalcija vēsture

Kalciju 1808. gadā atklāja Hērfijs Deivijs, kurš kalcija amalgamu ieguva, elektrolizējot novājēto kaļķi un dzīvsudraba oksīdu, un metālu, ko sauc par kalcijs. Latīņu valodā laimsizklausās mīksts, šo vārdu angļu ķīmiķis izvēlējās atvērtai vielai.

Kalcijs ir ķīmisko elementu periodiskās sistēmas IV grupas II grupas galvenās apakšgrupas elements Mendeļejevam, atomu skaits ir 20 un atomu masa ir 40,08. Pieņemtais apzīmējums ir Ca (no latīņu valodas - kalcijs).

Fizikālās un ķīmiskās īpašības

Kalcijs ir ķīmiski aktīvs mīksts sārmu metāls ar sudrabbaltu krāsu. Sakarā ar mijiedarbību ar skābekli un oglekļa dioksīdu metāla virsma izbalē, tāpēc kalcijam ir nepieciešams īpašs uzglabāšanas režīms - obligāti ir cieši noslēgts trauks, kurā metālu piepilda ar šķidra parafīna vai petrolejas slāni.

Kalcijs ir vispazīstamākais cilvēkam nepieciešamais mikroelements, veselam pieaugušajam tas dienā ir no 700 līdz 1500 mg, bet grūtniecības un zīdīšanas laikā tas palielinās, tas ir jāņem vērā un jāsaņem kalcijs zāļu veidā.

Būt dabā

Kalcijam ir ļoti augsta ķīmiskā aktivitāte, tāpēc brīvā (tīrā) formā dabā tas nenotiek. Neskatoties uz to, tas ir piektais visizplatītākais zemes garozā savienojumu veidā, kas atrodami nogulumiežu (kaļķakmens, krīts) un ieži (granīts), daudz kalcija satur laukšpata anorītu.

Tas ir plaši izplatīts dzīvos organismos, tā klātbūtne ir sastopama augos, dzīvniekos un cilvēkos, kur tā galvenokārt atrodas zobu un kaulu audu sastāvā.

Kalcija sagremojamība

Šķērslis normālai kalcija absorbcijai no pārtikas produktiem ir ogļhidrātu patēriņš saldumu un sārmu veidā, kas neitralizē kuņģa sālsskābi, kas nepieciešami kalcija izšķīdināšanai. Kalcija asimilācijas process ir diezgan sarežģīts, tāpēc dažreiz nepietiek, lai to iegūtu tikai ar uzturu, nepieciešama papildu mikroelementu uzņemšana.

Mijiedarbība ar citiem

Lai uzlabotu kalcija uzsūkšanos zarnās, tas ir nepieciešams, lai atvieglotu kalcija absorbcijas procesu. Ēšanas procesā uzņemot kalciju (piedevu veidā), absorbcija tiek bloķēta, bet kalcija preparātu ņemšana atsevišķi no pārtikas neietekmē šo procesu.

Gandrīz viss ķermeņa kalcijs (no 1 līdz 1,5 kg) ir atrodams kaulos un zobos. Kalcijs ir iesaistīts nervu audu uzbudināmības, muskuļu kontraktilitātes, asins sarecēšanas procesos, ir šūnu, šūnu un audu šķidrumu kodolu un membrānu sastāvdaļa, tam piemīt antialerģiska un pretiekaisuma iedarbība, tas novērš acidozi, aktivizē virkni enzīmu un hormonu. Kalcijs ir iesaistīts arī šūnu membrānas caurlaidības regulēšanā, un tam ir pretējs efekts.

Kalcija deficīta pazīmes

Pazīmes par kalcija trūkumu organismā ir, no pirmā acu uzmetiena, nesaistīti simptomi:

• nervozitāte, garastāvokļa pazemināšanās;
• kardiopalmus;
• krampji, ekstremitāšu nejutīgums;
• augšanas aizkavēšanās un bērni;
• augsts asinsspiediens;
• nagu stratifikācija un trauslums;
• locītavu sāpes, pazeminot “sāpju slieksni”;
• smagas menstruācijas.

Kalcija deficīta cēloņi

Kalcija deficīta cēloņi var būt nesabalansēts uzturs (īpaši bads), zems kalcija daudzums pārtikā, smēķēšana un atkarība no kafijas un dzērieniem ar kofeīnu, disbioze, nieru slimības, vairogdziedzeris, grūtniecība, laktācija un menopauze.

Pārmērīgam kalcija daudzumam, kas var rasties, pārmērīgi izmantojot piena produktus vai nekontrolēti lietojot narkotikas, ir raksturīgas stipras slāpes, slikta dūša, vemšana, apetītes zudums, vājums un pastiprināta urinēšana.

Kalcija lietošana dzīvē

Kalcijs ir pielietots urāna metalotermālajā ražošanā; dabisko savienojumu veidā to izmanto kā izejvielu ģipša un cementa ražošanā, kā dezinfekcijas līdzekli. balinātājs).

Kalcijs atrodas ceturtajā lielajā periodā, otrajā grupā, galvenajā apakšgrupā, elementu kārtas numurs ir 20. Saskaņā ar periodisko tabulu kalcija atomsvars ir 40,08. Augstāka oksīda formula ir CaO. Kalcijam ir latīņu nosaukums kalcijs, tāpēc elementa atoma simbols ir Ca.

Kalcija kā vienkāršas vielas raksturojums

Normālos apstākļos kalcijs ir sudrabaini balts metāls. Ar augstu ķīmisko aktivitāti elements spēj veidot daudz dažādu klašu savienojumus. Šis elements ir vērtīgs tehnisko un rūpniecisko ķīmisko sintēžu gadījumos. Metāls ir plaši izplatīts zemes garozā: tā īpatsvars ir aptuveni 1,5%. Kalcijs pieder pie sārmzemju metālu grupas: izšķīdinot ūdenī, tas dod sārmu, bet dabā tas notiek vairāku minerālu un. Jūras ūdens satur augstu kalcija koncentrāciju (400 mg / l).

Tīrs nātrijs

Kalcija īpašības ir atkarīgas no tā kristāla režģa struktūras. Šim elementam ir divi veidi: centrālais kubiskais sejā un skaļuma centrālais. Savienojuma veids molekulā ir metālisks.

Dabiski kalcija avoti:

• apātija;
• alabastrs;
• ģipsis;
• kalcīts;
• fluorīts;
• dolomīts.

Kalcija fizikālās īpašības un metālu ieguves metodes

Normālos apstākļos kalcijs ir cietā agregācijas stāvoklī. Metāls kūst 842 ° C temperatūrā. Kalcijs ir labs elektriskais un siltumvadītājs. Sildot, tas vispirms nonāk šķidrumā, pēc tam tvaika stāvoklī un zaudē savas metāla īpašības. Metāls ir ļoti mīksts un sagriezts ar nazi. Vāra 1484 ° C temperatūrā.

Zem spiediena kalcijs zaudē savas metāla īpašības un elektrisko vadītspēju. Bet tad metāla īpašības tiek atjaunotas un supravadītāja īpašības izpaužas vairākas reizes augstākas nekā pārējās to rādītājos.

Ilgu laiku kalciju nevarēja iegūt bez piemaisījumiem: lielās ķīmiskās aktivitātes dēļ šis elements dabā nenotiek tīrā veidā. Elements tika atklāts XIX gadsimta sākumā. Kalciju kā metālu vispirms sintezēja britu ķīmiķis Humphry Davy. Zinātnieks atklāja cieto minerālu un sāļu kausējuma un elektriskās strāvas mijiedarbības iezīmes. Mūsdienās visatbilstošākais metāla iegūšanas veids joprojām ir kalcija sāļu elektrolīze (kalcija un kālija hlorīdu maisījums, fluora un kalcija hlorīda maisījums). Kalciju arī ekstrahē no tā oksīda, izmantojot aluminotermiju, kas ir ierasta metode metalurģijā.

Kalcija ķīmiskās īpašības

Kalcijs ir aktīvs metāls, kas iesaistās daudzās mijiedarbībās. Normālos apstākļos tas viegli reaģē, veidojot atbilstošos bināros savienojumus: ar skābekli, halogēniem. Noklikšķiniet, lai uzzinātu vairāk par kalcija savienojumiem. Sildot, kalcijs reaģē ar slāpekli, ūdeņradi, oglekli, silīciju, boru, fosforu, sēru un citām vielām. Ārā tas uzreiz mijiedarbojas ar skābekli un oglekļa dioksīdu, tāpēc tas ir pārklāts ar pelēku pārklājumu.

Vardarbīgi reaģē ar skābēm, dažreiz aizdedzinot. Sāļos kalcijam piemīt interesantas īpašības. Piemēram, alas stalaktīti un stalagmīti ir kalcija karbonāts, kas gruntsūdeņos notiekošo procesu rezultātā pakāpeniski veidojas no ūdens, oglekļa dioksīda un bikarbonāta.

Sakarā ar augsto aktivitāti normālā stāvoklī kalciju laboratorijās glabā tumši noslēgtā stikla traukā zem parafīna vai petrolejas slāņa. Kvalitatīva reakcija uz kalcija jonu ir liesmas iekrāsošana piesātinātā ķieģeļsarkanā krāsā.

Kalcijs padara liesmu sarkanu

Metālu savienojumu sastāvā var identificēt ar dažu elementa sāļu (fluora, karbonāta, sulfāta, silikāta, fosfāta, sulfīta) nešķīstošiem nogulsnēm.

Ūdens reakcija ar kalciju

Kalciju uzglabā burkās zem aizsargājoša šķidruma slāņa. Lai veiktu, parādot ūdens un kalcija reakciju, jūs varat ne tikai iegūt metālu un no tā nogriezt vēlamo gabalu. Laboratorijas apstākļos kalcija metālu ir vieglāk izmantot kā skaidas.

Ja nav metāla skaidas un bankā ir tikai lieli kalcija gabali, būs nepieciešami knaibles vai āmurs. Gatavo pareiza izmēra kalcija gabalu ievieto kolbā vai glāzē ar ūdeni. Kalcija skaidas ievieto bļodā marles maisiņā.

Kalcijs nogrimst līdz apakšai, un sākas ūdeņraža evolūcija (vispirms vietā, kur ir jauns metāla lūzums). Pakāpeniski no kalcija virsmas izdalās gāze. Process atgādina viršanas temperatūru, tajā pašā laikā veidojas kalcija hidroksīda (hidratēta kaļķa) nogulsnes.

Kaļķa slīpēšana

Uzpeld kalcija gabals, kuru paņem ūdeņraža burbuļi. Pēc apmēram 30 sekundēm kalcijs izšķīst un ūdens kļūst duļķaini balts hidroksīda suspensijas veidošanās dēļ. Ja reakciju veic nevis glāzē, bet mēģenē, var novērot karstumu: testa mēģene ātri sakarst. Kalcija reakcija ar ūdeni nebeidzas ar iespaidīgu sprādzienu, bet abu vielu mijiedarbība notiek ātri un izskatās iespaidīgi. Pieredze ir droša.

Ja maisu ar atlikušo kalciju izņem no ūdens un notur gaisā, tad pēc kāda laika notiekošās reakcijas rezultātā notiek spēcīga karsēšana un atlikušā marle vārās. Ja daļu duļķainā šķīduma caur piltuvi filtrē glāzē, tad, izlaižot oglekļa monoksīda COide šķīdumu, izveidojas nogulsnes. Šim nolūkam oglekļa dioksīds nav nepieciešams - caur stikla mēģeni jūs varat izpūst izelpoto gaisu šķīdumā.

Elektronegativitāte 1,00 (Polainga skala) Elektrodu potenciāls −2,76 Oksidācijas stāvoklis 2 Jonizācijas enerģija
(pirmais elektrons) 589,4 (6,11) kJ / mol (eV) Vienkāršas vielas termodinamiskās īpašības Blīvums (pie N. pie.) 1,55 g / cm³ Kušanas temperatūra 1112 K; 838,85 ° C Vārīšanās temperatūra 1757 K; 1483,85 ° C Beats saplūšanas karstums 9,20 kJ / mol Beats iztvaikošanas siltums 153,6 kJ / mol Molārā siltuma jauda 25,9 J / (K mol) Molārais tilpums 29,9 cm³ / mol Vienkāršas vielas kristāla režģis Tīkla struktūra kubiskā sejas centrā Režģu iespējas 5,580 Debye temperatūra 230 Citas īpašības Siltumvadītspēja (300 K) (201) W / (mK) CAS numurs 7440-70-2 Emisijas spektrs

Vārda vēsture un izcelsme

Elementa nosaukums cēlies no lat. mīksts (ģenitīvā kalcis) - “kaļķis”, “mīkstais akmens”. To ierosināja angļu ķīmiķis Humphrey Davy, kurš 1808. gadā ar elektrolīzes metodi izolēja kalcija metālu. Deivijs elektrolizēja mitru nolaistā kaļķa maisījumu ar platīna plāksni, kas bija anods. Katods bija platīna stieple, kas iegremdēta šķidrumā. Elektrolīzes rezultātā tika iegūta kalcija amalgama. Izdzenot dzīvsudrabu no tā, Deivijs ieguva metālu ar nosaukumu kalcijs.

Izotopi

Kalcijs dabā ir atrodams sešu izotopu maisījuma veidā: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca un 48 Ca, starp kuriem visizplatītākais - 40 Ca - ir 96,97%. Kalcija kodoli satur maģisko protonu skaitu: Z \u003d 20. Izotopi 40
20 Ca20
un 48
20 Ca28
ir divi no pieciem divkāršās maģijas kodoliem, kas pastāv dabā.

No sešiem dabīgajiem kalcija izotopiem pieci ir stabili. Sestais izotops 48 Ca, smagākais no sešiem un ļoti retais (tā izotopu pārpalikums ir tikai 0,187%), piedzīvo divkāršu beta sabrukšanu ar pussabrukšanas periodu (4,39 ± 0,58) 810 19 gadiem.

Klintīs un minerālos

Kalcijs, kas enerģiski migrē zemes garozā un uzkrājas dažādās ģeoķīmiskās sistēmās, veido 385 minerālus (ceturtais minerālu skaits).

Lielākā daļa kalcija atrodas dažādu iežu (granītu, gneisu utt.) Silikātos un aluminosilikātos, it īpaši laukšpats - Ca anorthite.

Kalcija minerāli, piemēram, kalcīts CaCO 3, anhidrīts CaSO 4, alabastrs CaSO 4 · 0,5H 2 O un ģipsis CaSO 4 · 2H 2 O, fluorīts CaF 2, apatīts Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomīts MgCO 3 · CaCO 3. Kalcija un magnija sāļu klātbūtne dabiskajā ūdenī nosaka tā cietību.

Nogulšņu ieži, kas galvenokārt sastāv no kriptokristāliska kalcīta - kaļķakmens (viena no tā šķirnēm ir krīts). Reģionālās metamorfijas ietekmē kaļķakmens tiek pārveidots par marmoru.

Migrācija Zemes garozā

Kalcija dabiskajā migrācijā nozīmīgu lomu spēlē “karbonātu līdzsvars”, kas saistīts ar atgriezenisku kalcija karbonāta un ūdens un oglekļa dioksīda mijiedarbības reakciju, veidojot šķīstošu bikarbonātu:

C a CO 3 + H 2 O + CO 2 ⇄ C a (HCO 3) 2 ⇄ C a 2 + + 2 HCO 3 - (\\ displeja stils (\\ mathsf (CaCO_ (3) + H_ (2) O + CO_ (2) ) \\ labās kreisās bultiņas Ca (HCO_ (3)) _ (2) \\ labās kreisās bultiņas Ca ^ (2 +) + 2HCO_ (3) ^ (-))))

(līdzsvars mainās pa kreisi vai pa labi atkarībā no oglekļa dioksīda koncentrācijas).

Milzīgu lomu spēlē biogēna migrācija.

Biosfērā

Kalcija savienojumi ir atrodami gandrīz visos dzīvnieku un augu audos (skatīt zemāk). Ievērojams kalcija daudzums ir dzīvo organismu daļa. Tātad, hidroksiapatīts Ca 5 (PO 4) 3 OH vai citā ierakstā 3Ca 3 (PO 4) 2 · Ca (OH) 2 - mugurkaulnieku, ieskaitot cilvēku, kaulu audu pamats; daudzu bezmugurkaulnieku, olu čaumalu un citu čaumalas sastāv no kalcija karbonāta CaCO 3. Cilvēku un dzīvnieku dzīvajos audos 1,4–2% Ca (masas frakcijā); cilvēka ķermenī, kura svars ir 70 kg, kalcija saturs ir aptuveni 1,7 kg (galvenokārt kaulu audu starpšūnu sastāvā).

Iegūšana

Brīvo metālisko kalciju iegūst, elektrolizējot kausējumu, kas sastāv no CaCl2 (75–80%) un KCl vai no CaCl2 un CaF2, kā arī veicot CaO aluminotermisku reducēšanu pie 1170–1200 ° C 4 C a O + 2 A l → C a A l 2 O 4 + 3 C a (\\ displaystyle (\\ mathsf (4CaO + 2Al \\ rightarrow CaAl_ (2) O_ (4) + 3Ca))))

Fizikālās īpašības

Kalcija metāls pastāv divās allotropās modifikācijās. Stabils līdz 443 ° C α-Ca ar kubveida seju, kas vērsta uz seju (parametrs un \u003d 0,558 nm), augstāks stabils β-Ca ar kubveida ķermeni, kura centrā ir režģa tips α -Fe (parametrs a \u003d 0,448 nm) Standarta entalpija Δ H 0 (\\ displeja stils \\ Delta H ^ (0)) pāreja α → β ir 0,93 kJ / mol.

Pakāpeniski palielinoties spiedienam, tas sāk demonstrēt pusvadītāja īpašības, bet nekļūst par pusvadītāju vārda pilnajā nozīmē (tas arī vairs nav metāls). Ar turpmāku spiediena palielināšanos tas atgriežas metāla stāvoklī un sāk parādīt supravadošās īpašības (supravadītspējas temperatūra ir sešas reizes augstāka nekā dzīvsudraba temperatūrai un ievērojami pārsniedz visus pārējos vadītspējas elementus). Kalcija unikālā uzvedība daudzējādā ziņā ir līdzīga stroncijam (tas ir, saglabājas paralēles periodiskajā sistēmā).

Ķīmiskās īpašības

Starp standarta potenciāliem kalcijs atrodas pa kreisi no ūdeņraža. Ca 2+ / Ca 0 –2,84 V pāra standarta elektrodu potenciāls, lai kalcijs aktīvi reaģētu ar ūdeni, bet bez aizdegšanās:

Ca + 2 H 2 O → Ca (O H) 2 + H 2. (\\ displeja stils (\\ mathsf (Ca + 2H_ (2) O \\ taisnvirziena Ca (OH) _ (2) + H_ (2) \\ augšu).)))

Izšķīdināta kalcija bikarbonāta klātbūtne ūdenī lielā mērā nosaka ūdens pagaidu stingrību. To sauc par īslaicīgu, jo verdošs ūdens sadalās ogļūdeņražos un izdalās CaCO 3. Piemēram, šī parādība laika gaitā tējkannā veidojas mērogs.

Pieteikums

Metāliskā kalcija galvenā izmantošana ir tā kā reducētāja izmantošana metālu, īpaši niķeļa, vara un nerūsējošā tērauda ražošanā. Kalciju un tā hidrīdu izmanto arī grūti reģenerējamu metālu, piemēram, hroma, torija un urāna, ražošanai. Kalcija sakausējumi ar svinu tiek izmantoti dažu veidu akumulatoros un gultņu ražošanā. Kalcija granulas tiek izmantotas arī gaisa pēdu noņemšanai no elektrovakuuma ierīcēm. Tīrs metālisks kalcijs tiek plaši izmantots metalotermijā retzemju elementu ražošanai.

Kalcijs tiek plaši izmantots metalurģijā tērauda deoksidēšanai kopā ar alumīniju vai kombinācijā ar to. Apstrāde ar krāsni ar kalciju saturošām stieplēm ieņem vadošo pozīciju saistībā ar kalcija daudzfaktoriālo iedarbību uz kausējuma fizikāli ķīmisko stāvokli, metāla makro- un mikrostruktūru, metāla izstrādājumu kvalitāti un īpašībām, kā arī ir neatņemama tērauda ražošanas tehnoloģijas sastāvdaļa. Mūsdienu metalurģijā injekcijas stiepli izmanto kalcija ievadīšanai kausējumā, kas ir kalcijs (dažreiz silikokalcijs vai aluminokalcijs) pulvera vai presēta metāla formā tērauda apvalkā. Vienlaicīgi ar deoksidāciju (tēraudā izšķīdušā skābekļa noņemšanu) kalcija izmantošana ļauj iegūt pēc būtības, sastāva un formas labvēlīgus nemetāliskus ieslēgumus, kas netiek iznīcināti turpmāko tehnoloģisko darbību laikā.

48 Ca izotops ir viens no efektīvākajiem un noderīgākajiem materiāliem superheavy elementu ražošanai un periodiskās tabulas jaunu elementu atklāšanai. Tas ir saistīts ar faktu, ka kalcijs-48 ir divreiz maģisks kodols, tāpēc tā stabilitāte ļauj tam būt pietiekami neitroniem bagātam vieglam kodolam; superheavy kodolu sintēzei nepieciešams neitronu pārpalikums.

Bioloģiskā loma

Kalcija koncentrācija asinīs, ņemot vērā tās nozīmi daudzos dzīvībai svarīgos procesos, ir precīzi regulēta, un ar pareizu uzturu un pietiekamu beztauku piena produktu un D vitamīna patēriņu šo trūkumu nav. Ilgstošs kalcija un / vai D vitamīna deficīts uzturā palielina osteoporozes risku, un zīdaiņa vecumā tas izraisa rahītu.

Piezīmes

1. Brinela cietība 200-300 MPa
2. Maikls E. Vīzers, Normens Holdens, Tailers B. Koplens, Džons K. Bēhlke, Maikls Berglunds, Vilijs A. Brends, Pols De Bijevrs, Manfreds Grönings, Roberts D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Tomass Prohaska, Ronijs Šēnbergs, Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang - Kun Zhu. Elementu atomu svari 2011 (IUPAC tehniskais ziņojums) // Tīrā un lietišķā ķīmija. - 2013. gads .-- sēj. 85, nē. 5. - 1047-1078. Lpp. - DOI: 10.1351 / PAC-REP-13-03-02.
3. Redakcija: Knunyants I.L (Ch. Ed.). Ķīmiskā enciklopēdija: 5 sējumos - Maskava: Padomju enciklopēdija, 1990. - T. 2. - P. 293. - 671 lpp. - 100 000 eksemplāru.
4. Riley J.P. un Skirrow G. Ķīmiskā okeanogrāfija, V. 1, 1965.
5. Pritčenko B. Divkāršās beta beta bojāšanās novērtēto pusperiodu sistemātika // Kodolmateriālu datu lapas. - 2014. gads. Jūnijs (120. lpp.). - S. 102-105. - ISSN 0090-3752. - DOI: 10.1016 / j.nds.2014.07.07.018. [labot]
6. Pritčenko B. Pieņemto dubultās beta (ββ) samazinājuma vērtību saraksts (nav norādīts) . Nacionālais kodoldatu centrs, Brukhāvenas Nacionālā laboratorija. Iegūts 2015. gada 6. decembrī.
7. Ķīmiķa rokasgrāmata / Redakcija: Nikolsky B.P. et al., 2. izdevums, red. - M.-L .: Ķīmija, 1966. - T. 1. - 1072 lpp.
8. Laikraksts. Ru: elementi, kas atrodas zem spiediena
9. Kalcijs // Lielā padomju enciklopēdija: [30 sējumos] / Ch. ed. A. M. Prokhorovs. - 3. ed. - M .: Padomju enciklopēdija, 1969.-1978.
10. Dyudkin D.A., Kisilenko V.V. Dažādu faktoru ietekme uz kalcija absorbciju no stieples ar plūsmas serdi ar kompleksu pildvielu SK40 (krievu val.) // Elektrometalurģija: žurnāls. - 2009. - maijs (Nr. 5). - S. 2-6.
11. Mihailovs G. G., Černova L.A. Tērauda dezodidācijas procesu termodinamiskā analīze ar kalciju un alumīniju (rus.) // Elektrometalurģija: žurnāls. - 2008. - marts (Nr. 3). - S. 6-8.
12. Kodola apvalks
13. Medicīnas institūta (ASV) komiteja, lai pārskatītu D vitamīna un kalcija uztura atsauces devas; Ross AC, Taylor CL, Yaktine AL, Del Valle HB, redaktori (2011).

Starp visiem periodiskās sistēmas elementiem var atšķirt vairākus, bez kuriem dažādas dzīvo organismu slimības ne tikai attīstās, bet arī normāli dzīvot un augt nav iespējams. Viens no tiem ir kalcijs.

Interesanti, ka, runājot par šo metālu kā vienkāršu vielu, tam nav nekāda labuma cilvēkiem, pat nekaitē. Tomēr ir vērts pieminēt tikai Ca 2+ jonus, jo uzreiz ir daudz punktu, kas raksturo to nozīmīgumu.

Kalcija stāvoklis periodiskajā sistēmā

Kalcija, tāpat kā jebkura cita elementa, īpašība sākas ar norādi par tā vietu periodiskajā sistēmā. Galu galā tas dod jums iespēju uzzināt daudz jauna par šo atomu:

• galvenā maksa;
• elektronu un protonu, neitronu skaits;
• oksidācijas stāvoklis, augstāks un zemāks;
• elektroniskā konfigurācija un citas svarīgas lietas.

Elements, kuru mēs apsveram, atrodas otrās grupas, galvenās apakšgrupas, ceturtajā lielajā periodā, un tam ir kārtas numurs 20. Arī periodiskajā tabulā parādīts kalcija atomu svars - 40,08, kas ir šī atoma esošo izotopu vidējā vērtība.

Oksidācijas stāvoklis ir viens, vienmēr nemainīgs, vienāds ar +2. CaO formula. Elementa latīņu nosaukums ir kalcijs, tātad Ca atoma simbols.

Kalcija kā vienkāršas vielas raksturojums

Normālos apstākļos šis elements ir metāls, sudrabaini balts. Kalcija kā vienkāršas vielas formula ir Ca. Sakarā ar augsto ķīmisko aktivitāti, tas spēj veidot daudzus savienojumus, kas pieder pie dažādām klasēm.

Cietā agregācijas stāvoklī tas neietilpst cilvēka ķermenī, tāpēc tas ir svarīgs rūpnieciskām un tehniskām vajadzībām (galvenokārt ķīmiskām sintēzēm).

Tas ir viens no visbiežāk sastopamajiem metāliem zemes garozā, aptuveni 1,5%. Tas pieder pie sārmzemju grupas, jo, izšķīdinot ūdenī, tas dod sārmu, bet dabā tas notiek vairāku minerālu un sāļu veidā. Jūras ūdens sastāvā ir daudz kalcija (400 mg / l).

Kristāla šūna

Kalcija raksturojums ir izskaidrojams ar kristāla režģa struktūru, kam tam var būt divi veidi (jo pastāv alfa un beta forma):

• kubiskā sejā centrēta;
• uz ķermeni orientēts.

Savienojuma veids molekulā ir metālisks, režģa vietās, tāpat kā visi metāli, ir atomu joni.

Būt dabā

Dabā ir vairākas pamata vielas, kas satur šo elementu.

1. Jūras ūdens.
2. Ieži un minerāli.
3. Dzīvi organismi (čaumalas un čaumalas, kaulu audi un tā tālāk).
4. Gruntsūdeņi zemes garozā.

Var identificēt šādus iežu un minerālu veidus, kas ir dabiski kalcija avoti.

1. Dolomīts ir kalcija karbonāta un magnija maisījums.
2. Fluorīts ir kalcija fluorīds.
3. Ģipsis - CaSO 4 · 2H 2 O.
4. Kalcīts - krīts, kaļķakmens, marmors - kalcija karbonāts.
5. Alabasters - CaSO 4 · 0,5H 2 O.
6. Apātija.

Kopumā ir izolēti aptuveni 350 dažādi minerāli un ieži, kas satur kalciju.

Ražošanas metodes

Ilgu laiku nebija iespējams izolēt metālu brīvā formā, jo tā ķīmiskā aktivitāte ir augsta, un dabā jūs to neatradīsit tīrā veidā. Tāpēc līdz 19. gadsimtam (1808. gads) attiecīgais elements bija vēl viens noslēpums, ko pārnesa periodiskā tabula.

Kalcijs kā metāls spēja sintezēt angļu ķīmiķi Humphry Davy. Tieši viņš pirmais atklāja cieto minerālu un sāļu kausējuma mijiedarbības ar elektrisko strāvu pazīmes. Līdz šim visatbilstošākais veids, kā iegūt šo metālu, ir tā sāļu elektrolīze, piemēram:

• kalcija un kālija hlorīdu maisījums;
• fluora un kalcija hlorīda maisījums.

No tā oksīda ir iespējams arī iegūt kalciju, izmantojot metalurģijā plaši izmantoto aluminotermijas metodi.

Fizikālās īpašības

Kalcija fizikālās īpašības var raksturot vairākos veidos.

1. Parastos apstākļos agregācijas stāvoklis ir labs.
2. Kušanas temperatūra - 842 0 C.
3. Metāls ir mīksts, to var sagriezt ar nazi.
4. Krāsa - sudrabaini balta, spoža.
5. Tam ir labas vadītspējas un siltumvadītspējas īpašības.
6. Ilgstoši karsējot, tas nonāk šķidrā, pēc tam tvaika stāvoklī, zaudējot metāliskās īpašības. Viršanas temperatūra 1484 0 С.

Kalcija fizikālajām īpašībām ir viena iezīme. Kad metālam tiek izdarīts spiediens, tas kādā brīdī zaudē metāla īpašības un vadītspēju. Tomēr ar turpmāku ekspozīcijas palielināšanos tas atkal tiek atjaunots un izpaužas kā supravadītājs, kas šo rādītāju ziņā ir vairākas reizes augstāks nekā citi elementi.

Ķīmiskās īpašības

Šī metāla aktivitāte ir ļoti augsta. Tāpēc ir daudz mijiedarbību, kurās kalcijs nonāk. Reakcijas ar visiem nemetāliem viņam ir raksturīgas, jo kā reducētājs viņš ir ļoti spēcīgs.

1. Normālos apstākļos tas viegli reaģē, veidojot atbilstošos bināros savienojumus ar: halogēniem, skābekli.
2. Sildot: ūdeņradis, slāpeklis, ogleklis, silīcijs, fosfors, bors, sērs un citi.
3. Brīvā dabā tas nekavējoties mijiedarbojas ar oglekļa dioksīdu un skābekli, tāpēc tas ir pārklāts ar pelēku pārklājumu.
4. Vardarbīgi reaģē ar skābēm, dažreiz ar aizdegšanos.

Interesantas kalcija īpašības izpaužas, kad runa ir par to sāļu sastāvā. Tātad, skaista ala, kas aug uz griestiem un sienām, tā nav nekas, bet laika gaitā no ūdens, oglekļa dioksīda un bikarbonāta veidojusies procesu ietekmē gruntsūdeņos.

Ņemot vērā to, cik aktīvs metāls ir normālā stāvoklī, tas tiek glabāts laboratorijās, tāpat kā sārmains. Tumša stikla traukā ar cieši noslēgtu vāku un zem petrolejas vai parafīna slāņa.

Kvalitatīva reakcija uz kalcija jonu ir liesmas krāsa skaistā, piesātinātā ķieģeļsarkanā krāsā. Arī metālu savienojumu sastāvā var identificēt ar dažu tā sāļu (kalcija karbonāta, fluorīda, sulfāta, fosfāta, silikāta, sulfīta) nešķīstošu izgulsnēšanos.

Metālu savienojumi

Metālu savienojumu veidi ir šādi:

• oksīds;
• hidroksīds;
• kalcija sāļi (vidēji, skābi, bāzes, dubultā, kompleksie).

Kalcija oksīds, kas pazīstams kā CaO, tiek izmantots celtniecības materiāla (kaļķa) izveidošanai. Ja atdziest oksīdu ar ūdeni, jūs iegūsit atbilstošo hidroksīdu, parādot sārmu īpašības.

Liela praktiska nozīme ir tieši dažādiem kalcija sāļiem, kurus izmanto dažādās ekonomikas nozarēs. Kāda veida sāļi pastāv, mēs jau minējām iepriekš. Mēs sniedzam šo savienojumu veidu piemērus.

1. Vidējie sāļi ir CaCO 3 karbonāts, Ca 3 (PO 4) 2 fosfāts un citi.
2. Skābs - CaHSO 4 hidrosulfāts.
3. Galvenie no tiem ir hidrokarbonāti (CaOH) 3 PO 4.
4. Komplekss - Cl 2.
5. Divvietīgs - 5Ca (NO 3) 2 * NH 4 NO 3 * 10H 2 O.

Šīs klases savienojumu veidā kalcijs ir svarīgs bioloģiskajās sistēmās, jo sāļi ir ķermeņa jonu avots.

Bioloģiskā loma

Kas ir svarīgs kalcijs cilvēka ķermenim? Ir vairāki iemesli.

1. Tieši šī elementa joni ir daļa no starpšūnu vielas un audu šķidruma, piedaloties ierosmes mehānismu regulēšanā, hormonu un neirotransmiteru ražošanā.
2. Kalcijs uzkrājas kaulos, zobu emaljā apmēram 2,5% no kopējā ķermeņa svara. Tas ir diezgan daudz, un tam ir svarīga loma šo struktūru stiprināšanā, saglabājot to izturību un stabilitāti. Ķermeņa augšana bez tā nav iespējama.
3. Asins koagulācija ir atkarīga arī no attiecīgajiem joniem.
4. Tā ir daļa no sirds muskuļa, kas piedalās tās ierosināšanā un saraušanā.
5. Tas ir dalībnieks eksocitozes un citu intracelulāru izmaiņu procesos.

Ja patērētā kalcija daudzuma nav pietiekami, tad attīstās tādas slimības kā:

• rahīts;
• osteoporoze;
• asins slimības.

Dienas norma pieaugušajam ir 1000 mg, bet bērniem no 9 gadu vecuma - 1300 mg. Lai novērstu šī elementa pārmērīgu daudzumu organismā, jums nevajadzētu pārsniegt norādīto devu. Pretējā gadījumā var attīstīties zarnu slimības.

Visām citām dzīvajām lietām vienlīdz svarīgs ir kalcijs. Piemēram, kaut arī daudziem nav skeleta, ārējie līdzekļi to nostiprināšanai ir arī šī metāla veidojumi. Starp viņiem:

• gliemji;
• gliemenes un austeres;
• sūkļi;
• koraļļu polipi.

Viņi visi veic muguru vai principā veido noteiktu ārēju skeletu dzīvībai svarīgas aktivitātes procesā, pasargājot tos no ārējas ietekmes un plēsējiem. Tās galvenā sastāvdaļa ir kalcija sāļi.

Mugurkaulniekiem, tāpat kā cilvēkiem, ir nepieciešami attiecīgie joni normālai augšanai un attīstībai, un viņi tos saņem ar uzturu.

Ir daudz iespēju, ar kurām ir iespējams kompensēt trūkstošo elementa normu organismā. Vislabākais, protams, ir dabiskās metodes - produkti, kas satur pareizo atomu. Tomēr, ja kāda iemesla dēļ tas ir nepietiekams vai neiespējams, arī medicīniskais ceļš ir pieņemams.

Tātad kalciju saturošu pārtikas produktu saraksts ir šāds:

• piena un skābpiena produkti;
• zivis;
• apstādījumi;
• graudaugi (griķi, rīsi, smalkmaizītes no pilngraudu miltiem);
• daži citrusaugļi (apelsīni, mandarīni);
• pākšaugi;
• veseli rieksti (īpaši mandeles un valrieksti).

Ja jums ir alerģija pret noteiktiem produktiem vai nevarat tos lietot cita iemesla dēļ, tad kalciju saturoši preparāti palīdzēs piepildīt vēlamā elementa līmeni organismā.

Tie visi ir šī metāla sāļi, kuriem piemīt spēja viegli uzsūkties ķermenī, ātri uzsūcas asinīs un zarnās. Starp tiem populārākie un izmantotie ir šādi.

1. Kalcija hlorīds - šķīdums injekcijām vai iekšķīgai lietošanai pieaugušajiem un bērniem. Tas atšķiras ar sāls koncentrāciju kompozīcijā, to lieto "karstām injekcijām", jo, injicējot, tas rada šādu sajūtu. Ir formas ar augļu sulu, lai atvieglotu perorālu ievadīšanu.
2. Pieejams tabletēs (0,25 vai 0,5 g) un šķīdumi intravenozai injekcijai. Bieži tablešu formā satur dažādas augļu piedevas.
3. Kalcija laktāts - pieejams 0,5 g tabletēs.