Свойства и применение кальция. Элемент кальций

Кальций весьма распространен в природе в форме различных соединений. В земной коре он занимает пятое место, составляя 3,25%, и чаще всего встречается в виде известняка CaCO3, доломита CaCO3*MgCO3, гипса CaSO4*2Н2О, фосфорита Ca3(PO4)2 и плавикового шпата CaF2, не считая значительной доли кальция в составе силикатных пород. В морской воде содержится в среднем 0,04% (вес) кальция

Физические и химические свойства кальция

Кальций находится в подгруппе щелочноземельных металлов II группы периодической системы элементов; порядковый номер 20, атомный вес 40,08, валентность 2, атомный объем 25,9. Изотопы кальция: 40 (97%), 42 (0,64%), 43 (0,15%), 44 (2,06%), 46 (0 003%), 48 (0,185%). Электронная структура атома кальция: 1s2, 2s2p6, 3s2p6, 4s2. Радиус атома 1,97 А, радиус иона 1,06 А. До 300° кристаллы кальция имеют форму куба с центрированными гранями и размером стороны 5,53 А, выше 450° - гексагональную форму. Удельный вес кальция 1,542, температура плавления 851°, температура кипения 1487°, теплота плавления 2,23 ккал/молщ теплота парообразования 36,58 ккал/моль. Атомная теплоемкость твердого кальция Cр = 5,24 + 3,50*10в-3 T для 298-673° К и Cp = 6,29+1,40*10в-3T для 673-1124° К; для жидкого кальция Cp = 7,63. Энтропия твердого кальция 9.95 ± 1, газообразного при 25° 37,00 ± 0,01.
Упругость пара твердого кальция исследована Ю.А. Приселковым и А.Н. Несмеяновым, П. Дугласом и Д. Томлиным. Значения упругости насыщенного пара кальция приведены в табл. 1.

По теплопроводности кальций приближается к натрию и калию, при температурах 20-100° коэффициент линейного расширения 25*10в-6, при 20° удельное электросопротивление 3,43 мк ом/см3, от 0 до 100° температурный коэффициент электрического сопротивления 0,0036. Электрохимический эквивалент 0,74745 г/а*ч. Предел прочности кальция 4,4 кг/мм2, твердость по Бринелю 13, удлинение 53%, относительное сужение 62%.
Кальций имеет серебристо-белый цвет, в изломе блестит. На воздухе металл покрывается тонкой голубовато серой пленкой из нитрида, окиси и частично перекиси кальция. Кальций гибок и ковок; его можно обрабатывать на токарном станке, сверлить, резать, пилить, прессовать, волочить и т. д. Чем чище металл, тем больше его пластичность.
В ряду напряжений кальций расположен среди наиболее электроотрицательных металлов, чем и объясняется его большая химическая активность. При комнатной температуре кальций с сухим воздухом не реагирует, при 300° и выше интенсивно окисляется, при сильном нагреве сгорает ярким оранжево-красноватым пламенем. Во влажном воздухе кальций постепенно окисляется, превращаясь в гидроокись; с холодной водой реагирует сравнительно медленно, но из горячей воды энергично вытесняет водород, образуя гидроокись.
Азот реагирует с кальцием заметно при температуре 300° и очень интенсивно при 900° с образованием нитрида Ca3N2. С водородом при температуре 400° кальций образует гидрид CaH2. С сухими галогенами, за исключением фтора, при комнатной температуре кальций не связывается; интенсивное образование галогенидов происходит при 400° и выше.
Крепкая серная (65-60° Be) и азотная кислоты действуют на чистый кальций слабо. Из водных растворов минеральных кислот очень сильно действует соляная, сильно - азотная и слабо - серная. В концентрированных растворах NaOH и в растворах соды кальций почти не разрушается.

Применение

Кальций находит все возрастающее применение в различных отраслях производства. В последнее время он приобрел большое значение как восстановитель при получении ряда металлов. Чистый металлический уран получается восстановлением металлическим кальцием фтористого урана. Кальцием или его гидридами можно восставав пивать окислы титана, а также окислы циркония, тория, тантала, ниобия и других редких металлов. Кальций является хорошим раскислителем и дегазатором при получении меди, никеля, хромоникелевых сплавов, специальных сталей, никелевых и оловянистых бронз, он удаляет из металлов и сплавов серу, фосфор, углерод.
Кальций образует с висмутом тугоплавкие соединения, поэтому его применяют для очистки свинца от висмута.
Кальций добавляют в различные легкие сплавы. Он способствует улучшению поверхности слитков, мелкозернистости и понижению окисляемости. Большое распространение имеют содержащие кальций подшипниковые сплавы. Свинцовые сплавы (0,04% Ca) могут применяться для изготовления оболочек кабеля.
Кальций применяют для дегидратации алкоголей и растворителей для десульфуризации нефтепродуктов. Сплавы кальция с цинком или с цинком и магнием (70% Ca) идут для производства высококачественного пористого бетона. Кальций входит в состав антифрикционных сплавов (свинцовокальциевых баббитов).
Благодаря способности связывать кислород и азот кальций или сплавы кальция с натрием и другими металлами применяют для очистки благородных газов и как геттер в вакуумной радиоаппаратуре. Кальций применяется также для получения гидрида, который является источником водорода в полевых условиях. С углеродом кальций образует карбид кальция CaC2, применяемый в больших количествах для получения ацетилена C2H2.

История развития

Деви впервые получил кальций в виде амальгамы в 1808 г., применив электролиз влажной извести с ртутным катодом. Бунзен в 1852 г. электролизом солянокислого раствора хлористого кальция получил амальгаму с высоким содержанием кальция. Бунзен и Матиссен в 1855 г. электролизом CaCl2 и Муассан электролизом CaF2 получили кальций в чистом виде. В 1893 г. Борхерс существенно улучшил электролиз хлористого кальция, применив охлаждение катода; Арндт в 1902 г. получил электролизом металл, содержавший 91,3% Ca. Руфф и Плата для снижения температуры электролиза применили смесь из CaCl2 и CaF2; Борхерс и Стокем при температуре ниже точки плавления кальция получали губку.
Задачу электролитического получения кальция решили Ратенау и Зютер, предложив метод электролиза с катодом касания, который вскоре стал промышленным. Было много предложений и попыток получать кальциевые сплавы электролизом, особенно на жидком катоде. По Ф.О. Банзелю, можно получить сплавы кальция электролизом CaF2 с добавками солей или фторокисей других металлов. Пулене и Meлан получали сплав Ca-Al на жидком алюминиевом катоде; Кюгельген и Сьюард получили сплав Ca-Zn на цинковом катоде. Получение сплавов Ca-Zn исследовали в 1913 г. В. Мольденгауер и Дж. Андерсен, они же получали на свинцовом катоде сплавы Pb-Ca. Коба, Симкинс и Гире применяли электролизер со свинцовым катодом на 2000 а и получали сплав с 2% Ca при выходе по току 20%. И. Целиков и В. Вазингер добавляли в электролит NaCl, чтобы получить сплав с натрием; Р.Р. Сыромятников перемешивал сплав и добивался 40-68%-ного выхода по току. Кальциевые сплавы со свинцом, цинком и медью получают электролизом в промышленном масштабе
Значительный интерес вызвал термический способ получения кальция. Алюминотермическое восстановление окислов открыл в 1865 г. H.H. Бекетов. В 1877 г. Малет обнаружил при нагревании взаимодействие смеси окислов кальция, бария и стронция с алюминием Винклер пытался восстановить эти же окислы магнием; Бильц и Вагнер, восстанавливая в вакууме окись кальция алюминием, получили низкий выход металла Гунц в 1929 г. достиг лучших результатов. А.И. Войницкий в 1938 г. в лаборатории восстанавливал окись кальция алюминием и силикосплавами. Способ запатентовали в 1938 г В конце второй мировой войны термический способ получил промышленное применение.
В 1859 г. Кароном был предложен способ получения сплавов натрия со щелочноземельными металлами действием металлического натрия на их хлориды. По этому способу получают кальций (и барин) в сплаве со свинцом До второй мировой войны промышленное производство кальция электролизом было поставлено в Германии и Фракции. В Битерфельде (Германия) в период с 1934 г по 1939 г выпускалось по 5-10 т кальция ежегодно Потребность США в кальции покрывалась импортом, составлявшим в период 1920-1940 гг 10-25 г в год. С 1940 г., когда прекратился импорт из Франции, США начали сами в значительных количествах производить кальций методом электролиза; в конце войны стали получать кальций вакуум-термическим способом; по сообщению С. Лумиса, выпуск его достигал 4,5 т в сутки. По данным Минерале Ярбук, компания Доминиум Магнезиум в Канаде выпускала кальция в год:

Сведения о масштабах выпуска кальция за последние годы отсутствуют.

27.03.2019

В-первую очередь надо определиться сколько вы готовы потратить на покупку. Специалисты рекомендуют начинающим инвесторам сумму от 30 тысяч рублей до 100. Стоит...

27.03.2019

Металлопрокат в наше время активно используется в самых разных ситуациях. Действительно, на многих производствах просто не обойтись без него, так как металлопрокат...

27.03.2019

Стальные прокладки овального сечения предназначены для герметизации фланцевых соединений арматуры и трубопроводов, которые транспортируют агрессивные среды....

26.03.2019

Многие из нас слышали о такой должности как системный администратор, но далеко не каждый представляет себе, что конкретно имеется в виду под этой фразой....

26.03.2019

Каждый человек, который делает ремонт в своем помещении, должен задумываться о том, какие конструкции необходимо установить в межкомнатное пространство. На рынке...

26.03.2019

На сегодняшний день газоанализаторы активно применяют в нефтяной и в газовой отраслях, в коммунальной сфере, в ходе осуществления анализов в лабораторных комплексах, для...

Кальций располагается в четвертом большом периоде, второй группе, главной подгруппе, порядковый номер элемента - 20. Согласно периодической таблице Менделеева, атомный вес кальция - 40,08. Формула высшего оксида - СаО. Кальций имеет латинское название calcium , поэтому символ атома элемента - Са.

Характеристика кальция как простого вещества

При обычных условиях кальций - это металл серебристо-белого цвета. Имея высокую химическую активность, элемент способен образовывать множество соединений разных классов. Элемент представляет ценность для технических и промышленных химических синтезов. Металл широко распространен в земной коре: его доля составляет около 1,5 %. Кальций относится к группе щелочноземельных металлов: при растворении в воде он дает щелочи, но в природе встречается в виде множественных минералов и . Морская вода содержит кальций в больших концентрациях (400 мг/л).

Чистый натрий

Характеристики кальция зависят от строения его кристаллической решетки. У этого элемента она бывает двух типов: кубическая гранецентрическая и объемноцентрическая. Тип связи в молекуле - металлический.

Природные источники кальция:

апатиты;
алебастр;
гипс;
кальцит;
флюорит;
доломит.

Физические свойства кальция и способы получения металла

В обычных условиях кальций находится в твердом агрегатном состоянии. Металл плавится при 842 °С. Кальций является хорошим электро- и теплопроводником. При нагревании он переходит сначала в жидкое, а затем в парообразное состояние и теряет металлические свойства. Металл является очень мягким и режется ножом. Кипит при 1484 °С.

Под давлением кальций теряет металлические свойства и способность к электропроводимости. Но затем металлические свойства восстанавливаются и проявляются свойства сверхпроводника, в несколько раз превышающего по своим показателям остальные .

Кальций долго не удавалось получить без примесей: из-за высокой химической активности этот элемент не встречается в природе в чистом виде. Элемент был открыт в начале XIX века. Кальций как металл впервые синтезировал британский химик Гемфри Дэви. Ученый обнаружил особенности взаимодействия расплавов твердых минералов и солей с электрическим током. В наши дни электролиз солей кальция (смеси хлоридов кальция и калия, смеси фторида и хлорида кальция) остается самым актуальным способом получения металла. Кальций также извлекают из его оксида с помощью алюминотермии - распространенного в металлургии метода.

Химические свойства кальция

Кальций - активный металл, вступающий во многие взаимодействия. При нормальных условиях он легко реагирует, образуя соответствующие бинарные соединения: с кислородом, галогенами. Нажмите , чтобы узнать больше о соединениях кальция. При нагревании кальций реагирует с азотом, водородом, углеродом, кремнием, бором, фосфором, серой и другими веществами. На открытом воздухе мгновенно взаимодействует с кислородом и углекислым газом, поэтому покрывается серым налетом.

Бурно реагирует с кислотами, при этом иногда воспламеняется. В солях кальций проявляет интересные свойства. Например, пещерные сталактиты и сталагмиты - это карбонат кальция, постепенно образовавшийся из воды, углекислого газа и гидрокарбоната в итоге процессов внутри подземных вод.

Из-за высокой активности в обычном состоянии кальций хранится в лабораториях в темной герметичной стеклянной посуде под слоем парафина или керосина. Качественная реакция на ион кальция - окрашивание пламени в насыщенный кирпично-красный цвет.

Кальций окрашивает пламя в красный цвет

Идентифицировать металл в составе соединений можно по нерастворимым осадкам некоторых солей элемента (фторид, карбонат, сульфат, силикат, фосфат, сульфит).

Реакция воды с кальцием

Кальций хранят в банках под слоем защитной жидкости. Чтобы провести , демонстрирующий, как происходит реакция воды и кальция, нельзя просто достать металл и отрезать от него нужный кусочек. Металлический кальций в лабораторных условиях проще использовать в виде стружки.

Если металлической стружки нет, а в банке есть только большие куски кальция, потребуются пассатижи или молоток. Готовый кусочек кальция нужного размера помещают в колбу или стакан с водой. Кальциевую стружку кладут в посуду в марлевом мешочке.

Кальций опускается на дно, и начинается выделение водорода (сначала в месте, где находится свежий излом металла). Постепенно с поверхности кальция выделяется газ. Процесс напоминает бурное кипение, одновременно образовывается осадок гидроксида кальция (гашёная известь).

Гашение извести

Кусок кальция всплывает, подхваченный пузырьками водорода. Примерно через 30 секунд кальций растворяется, а вода из-за образования взвеси гидроксида становится мутно-белой. Если реакцию проводить не в стакане, а в пробирке, можно наблюдать выделение тепла: пробирка быстро становится горячей. Реакция кальция с водой не заканчивается эффектным взрывом, но взаимодействие двух веществ протекает бурно и выглядит зрелищно. Опыт безопасен.

Если мешочек с оставшимся кальцием вынуть из воды и подержать на воздухе, то через некоторое время в результате продолжающейся реакции наступит сильное разогревание и оставшаяся в марле закипит. Если часть помутневшего раствора отфильтровать через воронку в стакан, то при пропускании через раствор оксида углерода CO₂ получится осадок. Для этого не нужен углекислый газ - можно продувать выдыхаемый воздух в раствор через стеклянную трубочку.

Кальций известен человеку с древнейших времен в виде щелочных соединений, таких как мел или известняк. В чистом виде этот элемент был получен в начале 19 века. Тогда же и было установлено, что по своим основным свойствам кальций относится к щелочным металлам.

Кальций играет важную биологическую роль — он является основным составным макроэлементом скелета (в том числе и наружного) у большинства видов на планете, входит в состав гормонов, является регулятором нейронных и мышечных взаимодействий. Химически чистый кальций используется в различных реакциях, в металлургии и во многих других отраслях.

Общая характеристика

Кальций является одним из типичных представителей семейства активных щелочных металлов. В чистом виде по фактуре и внешнему виду напоминает железо, с менее выраженным блеском. Хрупкий, ломается с образованием неоднородных кристаллических гранул. Больше всего кальций известен в виде своих соединений (мел, известняк, кремнезем и другие), где он имеет вид беловатого крошащегося вещества.

В чистом виде не встречается по причине своей высокой реакционной активности. Входит в состав большинства минералов, среди которых наибольшее значение имеют мрамор, гранит, алебастр и некоторые другие ценные породы.

Основные физико-химические свойства

Относится ко второй группе периодической системы элементов, проявляя схожие физические свойства с другими представителями щелочной группы:

Относительно низкая плотность (1,6г/см 3);
Предел температуры плавления — 840 0 С при нормальных условиях;
Средняя теплопроводность, в целом заметно ниже, чем у большинства металлов;

В целом, физика кальция не представляет особых неожиданностей. Обладая типичной кристаллической решеткой, этот элемент имеет довольно низку прочность и почти нулевую пластичность, легко крошится и разламывается с образованием характерного кристаллического узора на границе излома.

Тем не менее, недавние исследования показали весьма интересные результаты. Установлено, что при высоких показателях атмосферного давления, физические свойства элемента начинают меняться. Проявляются полупроводниковые свойства, абсолютно нехарактерные для любых металлов. Экстремальное давление приводит к появлению и кальция сверхпроводящих свойств. Данные исследования имеют далеко идущие последствия, однако пока сфера применения кальция ограничена его обычными свойствами.

В своих химических качествах же кальций ничем особым не выделяется и является типичным щелочноземельным металлом:

Высокая реакционная активность;
Охотное взаимодействие с атмосферой и образование характерной тусклой пленки на поверхности элемента;
Активно взаимодействует с водой, но, в отличие от таких элементов, как натрий, взрывной экзотермической реакции не происходит;
Вступает в реакции со всеми активными неметаллами, включая йод и бром;

В отличие от более активных щелочных металлов, для реакции с металлами и относительно инертными элементами (например — с углеродом) кальцию требуется катализатор либо сильное нагревание. Хранится кальций в плотно закупоренных стеклянных емкостях, для предотвращения спонтанных реакций.

Кальций входит в пятерку самых распространенных веществ на планете, уступая лишь кислороду, кремнию и алюминию с железом. При этом в природе этот элемент встречается, в основном, в виде твердых или сыпучих минералов. Самое известное соединение кальция — известняк. Также кальций образует широкую гамму различных минералов, от названных выше гранита и мрамора, до менее распространенных баритов и шпатов. По примерным оценкам исследователей, содержание кальция в чистом эквиваленте — около 3,4% по массе.

Сфера промышленного применения

В промышленной сфере кальций входит в группу широко востребованных материалов для целей металлургии. С его помощью получают очищенные металлы, в том числе — уран и торий, а также некоторые редкоземельные элементы. Добавление кальция в стальные расплавы способствует связыванию и удалению свободного кислорода, что улучшает конструкционные качества металлического сплава. Также кальций используется в качестве электролитического элемента в составе аккумуляторов и батарей.

Кальций (Calcium), Ca, химический элемент II группы периодической системы Менделеева, атомный номер 20, атомная масса 40,08; серебряно-белый легкий металл. Природный элемент представляет смесь шести стабильных изотопов: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca и 48 Ca, из которых наиболее распространен 40 Ca (96, 97%).

Соединения Ca - известняк, мрамор, гипс (а также известь - продукт обжига известняка) уже в глубокой древности применялись в строительном деле. Вплоть до конца 18 века химики считали известь простым телом. В 1789 году А. Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит, глинозем и кремнезем - вещества сложные. В 1808 году Г. Дэви, подвергая электролизу с ртутным катодом смесь влажной гашеной извести с оксидом ртути, приготовил амальгаму Ca, а отогнав из нее ртуть, получил металл, названный "Кальций" (от лат. calx, род. падеж calcis - известь).

Распространение Кальция в природе. По распространенности в земной коре Ca занимает 5-е место (после О, Si, Al и Fe); содержание 2,96% по массе. Он энергично мигрирует и накапливается в различных геохимических системах, образуя 385 минералов (4-е место по числу минералов). В мантии Земли Ca мало и, вероятно, еще меньше в земном ядре (в железных метеоритах 0,02%). Ca преобладает в нижней части земной коры, накапливаясь в основные породах; большая часть Ca заключена в полевом шпате - анортите Ca; содержание в основных породах 6,72%, в кислых (граниты и другие) 1,58% . В биосфере происходит исключительно резкая дифференциация Ca, связанная главным образом с "карбонатным равновесием": при взаимодействии углекислого газа с карбонатом СаСО 3 образуется растворимый бикарбонат Ca(HCO 3) 2: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2 = Са 2+ + 2HCO 3- . Эта реакция обратима и является основой перераспределения Ca. При высоком содержании CO 2 в водах Ca находится в растворе, а при низком содержании CO 2 в осадок выпадает минерал кальцит CaCO 3 , образуя мощные залежи известняка, мела, мрамора.

Огромную роль в истории Ca играет и биогенная миграция. В живом веществе из элементов-металлов Ca - главный. Известны организмы, которые содержат более 10% Ca (больше углерода), строящие свой скелет из соединений Ca, главным образом из СаСО 3 (известковые водоросли, многие моллюски, иглокожие, кораллы, корненожки и т. д.). С захоронением скелетов мор. животных и растений связано накопление колоссальных масс водорослевых, коралловых и прочих известняков, которые, погружаясь в земные глубины и минерализуясь, превращаются в различные виды мрамора.

Огромные территории с влажным климатом (лесные зоны, тундра) характеризуются дефицитом Ca - здесь он легко выщелачивается из почв. С этим связано низкое плодородие почв, низкая продуктивность домашних животных, их малые размеры, нередко болезни скелета. Поэтому большое значение имеет известкование почв, подкормка домашних животных и птиц и т. д. Напротив, в сухом климате СаСО 3 труднорастворим, поэтому ландшафты степей и пустынь богаты Ca. В солончаках и соленых озерах часто накапливается гипс CaSO 4 ·2H 2 O.

Реки приносят в океан много Ca, но он не задерживается в океанической воде (среднее содержание 0,04%), а концентрируется в скелетах организмов и после их гибели осаждается на дно преимущественно в форме CaCO 3 . Известковые илы широко распространены на дне всех океанов на глубинах не более 4000 м (на больших глубинах происходит растворение СаСО 3 , организмы там нередко испытывают дефицит Ca).

Важную роль в миграции Ca играют подземные воды. В известняковых массивах они местами энергично выщелачивают CaCO 3 , с чем связано развитие карста, образование пещер, сталактитов и сталагмитов. Помимо кальцита, в морях прошлых геологических эпох было широко распространено отложение фосфатов Ca (например, месторождения фосфоритов Каратау в Казахстане), доломита CaCO 3 ·MgCO 3 , а в лагунах при испарении - гипса.

В ходе геологической истории росло биогенное карбонатообразование, а химическое осаждение кальцита уменьшалось. В докембрийских морях (свыше 600 млн. лет назад) не было животных с известковым скелетом; они приобрели широкое распространение начиная с кембрия (кораллы, губки и т. д.). Это связывают с высоким содержанием CO 2 в атмосфере докембрия.

Физические свойства Кальция. Кристаллическая решетка α-формы Ca (устойчивой при обычной температуре) гранецентрированная кубическая, а = 5,56Å. Атомный радиус 1,97Å, ионный радиус Ca 2+ , 1,04Å. Плотность 1,54 г/см 3 (20 °C). Выше 464 °C устойчива гексагональная β-форма. t пл 851 °C, t кип 1482 °C; температурный коэффициент линейного расширения 22·10 -6 (0-300 °C); теплопроводность при 20 °C 125,6 Вт/(м·К) или 0,3 кал/(см·сек·°C); удельная теплоемкость (0-100 °C) 623,9 дж/(кг·К) или 0,149 кал/(г·°C); удельное электросопротивление при 20 °C 4,6·10 -8 ом·м или 4,6·10 -6 ом·см; температурный коэффициент электросопротивления 4,57·10 -3 (20 °C). Модуль упругости 26 Гн/м 2 (2600 кгс/мм 2); предел прочности при растяжении 60 Мн/м 2 (6 кгс/мм 2); предел упругости 4 Мн/м 2 (0,4 кгс/мм 2), предел текучести 38 Мн/м 2 (3,8 кгс/мм 2); относительное удлинение 50%; твердость по Бринеллю 200-300 Мн/м 2 (20-30 кгс/мм 2). Кальций достаточно высокой чистоты пластичен, хорошо прессуется, прокатывается и поддается обработке резанием.

Химические свойства Кальция. Конфигурация внешней электронной оболочки атома Ca 4s 2 , в соответствии с чем Ca в соединениях 2-валентен. Химически Ca очень активен. При обычной температуре Ca легко взаимодействует с кислородом и влагой воздуха, поэтому его хранят в герметически закрытых сосудах или под минеральным маслом. При нагревании на воздухе или в кислороде воспламеняется, давая основной оксид CaO. Известны также пероксиды Ca - CaO 2 и CaO 4 . С холодной водой Ca взаимодействует сначала быстро, затем реакция замедляется вследствие образования пленки Ca(OH) 2 . Ca энергично взаимодействует с горячей водой и кислотами, выделяя H 2 (кроме концентрированной HNO 3). С фтором реагирует на холоду, а с хлором и бромом - выше 400 °C, давая соответственно CaF 2 , CaCl 2 и CaBr 2 . Эти галогениды в расплавленном состоянии образуют с Ca так называемых субсоединения - CaF, CaCl, в которых Ca формально одновалентен. При нагревании Ca с серой получается сульфид кальция CaS, последний присоединяет серу, образуя полисульфиды (CaS 2 , CaS 4 и другие). Взаимодействуя с сухим водородом при 300-400 °C, Ca образует гидрид CaH 2 - ионное соединение, в котором водород является анионом. При 500 °C Ca и азот дают нитрид Ca 3 N 2 ; взаимодействие Ca с аммиаком на холоду приводит к комплексному аммиакату Ca 6 . При нагревании без доступа воздуха с графитом, кремнием или фосфором Ca дает соответственно карбид кальция CaC 2 , силициды Ca 2 Si, CaSi, CaSi 2 и фосфид Ca 3 P 2 . Ca образует интерметаллические соединения с Al, Ag, Au, Cu, Li, Mg, Pb, Sn и другие.

Получение Кальция. В промышленности Ca получают двумя способами: 1) нагреванием брикетированной смеси CaO и порошка Al при 1200 °C в вакууме 0,01-0,02 мм рт. ст.; выделяющиеся по реакции: 6CaO + 2 Al = 3CaO·Al 2 O 3 + 3Ca пары Ca конденсируются на холодной поверхности; 2) электролизом расплава CaCl 2 и KCl с жидким медно-кальциевым катодом приготовляют сплав Cu - Ca (65% Ca), из которого Ca отгоняют при температуре 950-1000 °C в вакууме 0,1-0,001 мм рт. ст.

Применение Кальция. В виде чистого металла Ca применяют как восстановитель U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb и некоторых редкоземельных металлов из их соединений. Его используют также для раскисления сталей, бронз и других сплавов, для удаления серы из нефтепродуктов, для обезвоживания органических жидкостей, для очистки аргона от примеси азота и в качестве поглотителя газов в электровакуумных приборах. Большое применение в технике получили антифрикционные материалы системы Pb-Na-Ca, а также сплавы Pb-Ca, служащие для изготовления оболочки электрич. кабелей. Сплав Ca-Si-Ca (силикокальций) применяется как раскислитель и дегазатор в производстве качественных сталей.

Кальций в организме. Ca - один из биогенных элементов, необходимых для нормального протекания жизненных процессов. Он присутствует во всех тканях и жидкостях животных и растений. Лишь редкие организмы могут развиваться в среде, лишенной Ca. У некоторых организмов содержание Ca достигает 38%; у человека - 1,4-2%. Клетки растительных и животных организмов нуждаются в строго определенных соотношениях ионов Ca 2+ , Na + и K + во внеклеточных средах. Растения получают Ca из почвы. По их отношению к Ca растения делят на кальцефилов и кальцефобов. Животные получают Ca с пищей и водой. Ca необходим для образования ряда клеточных структур, поддержания нормальной проницаемости наружных клеточных мембран, для оплодотворения яйцеклеток рыб и других животных, активации ряда ферментов. Ионы Ca 2+ передают возбуждение на мышечное волокно, вызывая его сокращение, увеличивают силу сердечных сокращений, повышают фагоцитарную функцию лейкоцитов, активируют систему защитных белков крови, участвуют в ее свертывании. В клетках почти весь Ca находится в виде соединений с белками, нуклеиновыми кислотами, фосфолипидами, в комплексах с неорганических фосфатами и органических кислотами. В плазме крови человека и высших животных только 20-40% Ca может быть связано с белками. У животных, обладающих скелетом, до 97-99% всего Ca используется в качестве строительного материала: у беспозвоночных в основном в виде CaCO 3 (раковины моллюсков, кораллы), у позвоночных - в виде фосфатов. Многие беспозвоночные запасают Ca перед линькой для построения нового скелета или для обеспечения жизненных функций в неблагоприятных условиях.

Содержание Ca в крови человека и высших животных регулируется гормонами паращитовидных и щитовидной желез. Важнейшую роль в этих процессах играет витамин D. Всасывание Ca происходит в переднем отделе тонкого кишечника. Усвоение Ca ухудшается при снижении кислотности в кишечнике и зависит от соотношения Ca, P и жира в пище. Оптимальные соотношения Са / Р в коровьем молоке около 1,3 (в картофеле 0,15, в бобах 0,13, в мясе 0,016). При избытке в пище P или щавелевой кислоты всасывание Ca ухудшается. Желчные кислоты ускоряют его всасывание. Оптимальные соотношения Са / жир в пище человека 0,04-0,08 г Ca на 1 г жира. Выделение Ca происходит главным образом через кишечник. Млекопитающие в период лактации теряют много Ca с молоком. При нарушениях фосфорно-кальциевого обмена у молодых животных и детей развивается рахит, у взрослых животных - изменение состава и строения скелета (остеомаляция).

Кальций

КА́ЛЬЦИЙ -я; м. [от лат. calx (calcis) - известь] Химический элемент (Ca), металл серебристо-белого цвета, входящий в состав известняков, мрамора и др.

◁ Ка́льциевый, -ая, -ое. К-ые соли.

ка́льций

(лат. Calcium), химическая элемент II группы периодической системы, относится к щёлочноземельным металлам. Название от лат. calx, родительный падеж calcis - известь. Серебристо-белый металл, плотность 1,54 г/см 3 , t пл 842ºC. При обычной температуре легко окисляется на воздухе. По распространённости в земной коре занимает 5-е место (минералы кальцит, гипс, флюорит и др.). Как активный восстановитель служит для получения U, Th, V, Cr, Zn, Be и других металлов из их соединений, для раскисления сталей, бронз и т. д. Входит в состав антифрикционных материалов. Соединения калькия применяют в строительстве (известь, цемент), препараты кальция - в медицине.

КАЛЬЦИЙ

КА́ЛЬЦИЙ (лат. Calcium), Ca (читается «кальций»), химический элемент с атомным номером 20, расположен в четвертом периоде в группе IIА периодической системы элементов Менделеева; атомная масса 40,08. Относится к числу щелочноземельных элементов (см. ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ) .
Природный кальций состоит из смеси нуклидов (см. НУКЛИД) с массовыми числами 40 (в смеси по массе 96,94 %), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) и 46 (0,003%). Конфигурация внешнего электронного слоя 4s 2 . Практически во всех соединениях степень окисления кальция +2 (валентность II).
Радиус нейтрального атома кальция 0,1974 нм, радиус иона Cа 2+ от 0,114 нм (для координационного числа 6) до 0,148 нм (для координационного числа 12). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома кальция равны, соответственно, 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 и 84,5 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность кальция около 1,0. В свободном виде кальций - серебристо-белый металл.
История открытия
Соединения кальция встречаются в природе повсеместно, поэтому человечество знакомо с ними с древнейших времен. Издавна в строительном деле находила применение известь (см. ИЗВЕСТЬ) (негашеная и гашеная), которую долгое время считали простым веществом, «землей». Однако в 1808 английский ученый Г. Дэви (см. ДЭВИ Гемфри) сумел получить из извести новый металл. Для этого Дэви подверг электролизу смесь слегка увлажненной гашеной извести с окисью ртути и выделил из образующейся на ртутном катоде амальгамы новый металл, который он назвал кальцием (от лат. calx, род. падеж calcis - известь). В России некоторое время этот металл называли «известковием».
Нахождение в природе
Кальций - один из наиболее распространенных на Земле элементов. На его долю приходится 3,38% массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа). Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается. Большая часть кальция содержится в составе силикатов (см. СИЛИКАТЫ) и алюмосиликатов (см. АЛЮМОСИЛИКАТЫ) различных горных пород (граниты (см. ГРАНИТ) , гнейсы (см. ГНЕЙС) и т. п.). В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита (см. КАЛЬЦИТ) (CaCO 3). Кристаллическая форма кальцита - мрамор - встречается в природе гораздо реже.
Довольно широко распространены такие минералы кальция, как известняк (см. ИЗВЕСТНЯК) СaCO 3 , ангидрит (см. АНГИДРИТ) CaSO 4 и гипс (см. ГИПС) CaSO 4 ·2H 2 O, флюорит (см. ФЛЮОРИТ) CaF 2 , апатиты (см. АПАТИТЫ) Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), доломит (см. ДОЛОМИТ) MgCO 3 ·СaCO 3 . Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется ее жесткость (см. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ) . Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксилапатит Ca 5 (PO 4) 3 (OH), или, в другой записи, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Са(OH) 2 - основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO 3 состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др.
Получение
Металлический кальций получают электролизом расплава, состоящего из CaCl 2 (75-80%) и KCl или из CaCl 2 и CaF 2 , а также алюминотермическим восстановлением CaO при 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Физические и химические свойства
Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях (см. Аллотропия (см. АЛЛОТРОПИЯ) ). До 443 °C устойчив a-Ca с кубической гранецентрированной решеткой (параметр а = 0,558 нм), выше устойчив b-Ca с кубической объемно центрированной решеткой типа a-Fe (параметр a = 0,448 нм). Температура плавления кальция 839 °C, температура кипения 1484 °C, плотность 1,55 г/см 3 .
Химическая активность кальция высока, но ниже, чем всех других щелочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического кальция обычно тускло серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие щелочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина.
В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Стандартный электродный потенциал пары Ca 2+ /Ca 0 –2,84 В, так что кальций активно реагирует с водой:
Ca + 2Н 2 О = Ca(ОН) 2 + Н 2 .
С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных условиях:
2Са + О 2 = 2СаО; Са + Br 2 = CaBr 2 .
При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется. С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:
Са + Н 2 = СаН 2 (гидрид кальция),
Ca + 6B = CaB 6 (борид кальция),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (нитрид кальция)
Са + 2С = СаС 2 (карбид кальция)
3Са + 2Р = Са 3 Р 2 (фосфид кальция), известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР 5 ;
2Ca + Si = Ca 2 Si (силицид кальция), известны также силициды кальция составов CaSi, Ca 3 Si 4 и CaSi 2 .
Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты (т. е. эти реакции - экзотермические). Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:
СаН 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2 ,
Ca 3 N 2 + 3Н 2 О = 3Са(ОН) 2 + 2NН 3 .
Оксид кальция - типично основной. В лаборатории и технике его получают термическим разложением карбонатов:
CaCO 3 = CaO + CO 2 .
Технический оксид кальция СаО называется негашеной известью.
Он реагирует с водой с образованием Ca(ОН) 2 и выделением большого количества теплоты:
CaО + Н 2 О = Ca(ОН) 2 .
Полученный таким способом Ca(ОН) 2 обычно называют гашеной известью или известковым молоком (см. ИЗВЕСТКОВОЕ МОЛОКО) из-за того, что растворимость гидроксида кальция в воде невелика (0,02 моль/л при 20°C), и при внесении его в воду образуется белая суспензия.
При взаимодействии с кислотными оксидами CaO образует соли, например:
CaО +СО 2 = СаСО 3 ; СаО + SO 3 = CaSO 4 .
Ион Ca 2+ бесцветен. При внесении в пламя солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.
Такие соли кальция, как хлорид CaCl 2 , бромид CaBr 2 , иодид CaI 2 и нитрат Ca(NO 3) 2 , хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF 2 , карбонат CaCO 3 , сульфат CaSO 4 , средний ортофосфат Ca 3 (PO 4) 2 , оксалат СаС 2 О 4 и некоторые другие.
Важное значение имеет то обстоятельство, что в отличие от среднего карбоната кальция СаСО 3 кислый карбонат кальция (гидрокарбонат) Са(НСО 3) 2 в воде растворим. В природе это приводит к следующим процессам. Когда холодная дождевая или речная вода, насыщенная углекислым газом, проникает под землю и попадает на известняки, то наблюдается их растворение:
СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 .
В тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция:
Са(НСО 3) 2 = СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О.
Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землей могут образоваться огромные провалы (см. Карст (см. КАРСТ (явление природы)) ), а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» - сталактиты (см. СТАЛАКТИТЫ (минеральные образования)) и сталагмиты (см. СТАЛАГМИТЫ) .
Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет временную жесткость воды (см. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ) . Временной ее называют потому, что при кипячении воды гидрокарбонат разлагается, и в осадок выпадает СаСО 3 . Это явление приводит, например, к тому, что в чайнике со временем образуется накипь.
Применение кальция и его соединений
Металлический кальций применяют для металлотермического получения урана (см. УРАН (химический элемент)) , тория (см. ТОРИЙ) , титана (см. ТИТАН (химический элемент)) , циркония (см. ЦИРКОНИЙ) , цезия (см. ЦЕЗИЙ) и рубидия (см. РУБИДИЙ) .
Природные соединения кальция широко используют в производстве вяжущих материалов (цемент (см. ЦЕМЕНТ) , гипс (см. ГИПС) , известь и др.). Связывающее действие гашеной извести основано на том, что с течением времени гидроксид кальция реагирует с углекислым газом воздуха. В результате протекающей реакции образуются игольчатые кристаллы кальцита СаСО з, которые прорастают в расположенные рядом камни, кирпичи, другие строительные материалы и как бы сваривают их в единое целое. Кристаллический карбонат кальция - мрамор - прекрасный отделочный материал. Мел используют для побелки. Большие количества известняка расходуются при производстве чугуна, так как позволяют перевести тугоплавкие примеси железной руды (например, кварц SiO 2) в сравнительно легкоплавкие шлаки.
В качестве дезинфицирующего средства очень эффективна хлорная известь (см. ХЛОРНАЯ ИЗВЕСТЬ) - «хлорка» Ca(OCl)Cl - смешанный хлорид и гипохлорид кальция (см. КАЛЬЦИЯ ГИПОХЛОРИТ) , обладающий высокой окислительной способностью.
Широко применяется и сульфат кальция, существующий как в виде безводного соединения, так и в виде кристаллогидратов - так называемого «полуводного» сульфата - алебастра (см. АЛЕВИЗ ФРЯЗИН (Миланец)) CaSO 4 ·0,5H 2 O и двухводного сульфата - гипса CaSO 4 ·2H 2 O. Гипс широко используют в строительстве, в скульптуре, для изготовления лепнины и различных художественных изделий. Применяют гипс и в медицине для фиксации костей при переломах.
Хлорид кальция CaCl 2 используют наряду с поваренной солью для борьбы с оледенением дорожных покрытий. Фторид кальция СаF 2 - прекрасный оптический материал.
Кальций в организме
Кальций - биогенный элемент (см. БИОГЕННЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ) , постоянно присутствующий в тканях растений и животных. Важный компонент минерального обмена животных и человека и минерального питания растений, кальций выполняет в организме разнообразные функции. В составе апатита (см. АПАТИТ) , а также сульфата и карбоната кальций образует минеральный компонент костной ткани. В организме человека массой 70 кг содержится около 1 кг кальция. Кальций участвует в работе ионных каналов (см. ИОННЫЕ КАНАЛЫ) , осуществляющих транспорт веществ через биологические мембраны, в передаче нервного импульса (см. НЕРВНЫЙ ИМПУЛЬС) , в процессах свертывания крови (см. СВЕРТЫВАНИЕ КРОВИ) и оплодотворения. Регулируют обмен кальция в организме кальциферолы (см. КАЛЬЦИФЕРОЛЫ) (витамин D). Недостаток или избыток кальция приводит к различным заболеваниям - рахиту (см. РАХИТ) , кальцинозу (см. КАЛЬЦИНОЗ) и др. Поэтому пища человека должна в нужных количествах содержать соединения кальция (800-1500 мг кальция в сутки). Содержание кальция высоко в молочных продуктах (таких, как творог, сыр, молоко), в некоторых овощах и других продуктах питания. Препараты кальция широко используются в медицине.

Энциклопедический словарь . 2009 .

Синонимы :

Имя:*
E-Mail:
Комментарий: