Атомна вага кальцію. Кальцій

Серед усіх елементів періодичної системи можна виділити кілька таких, без яких не просто розвиваються різні захворювання у живих організмів, а взагалі неможливо нормально жити і рости. Один із таких – кальцій.

Цікаво, що коли йдеться про цей метал, як просту речовину, то жодної користі для людини вона не має, навіть шкоди. Однак варто лише згадати про іони Са 2+, як відразу виникає маса пунктів, що характеризують їхнє важливе значення.

Положення кальцію в періодичній системі

Характеристика кальцію, як і будь-якого іншого елемента, починається із зазначення його місця положення у періодичній системі. Адже вона дає можливість багато дізнатися про цей атом:

• заряд ядра;
• кількість електронів та протонів, нейтронів;
• ступінь окислення, вищий та нижчий;
• електронну конфігурацію та інші важливі речі.

Розглянутий нами елемент розташовується в четвертому великому періоді другий групі, головній підгрупі і має порядковий номер 20. Також хімічна таблиця Менделєєва показує атомну вагу кальцію - 40,08, що є усередненим значенням існуючих ізотопів атома.

Ступінь окислення одна, завжди постійна, дорівнює +2. Формула СаО. Латинська назва елемента calcium, звідси символ атома Са.

Характеристика кальцію як простої речовини

За звичайних умов даний елемент є металом, сріблясто-білого кольору. Формула кальцію як простої речовини – Са. Внаслідок високої хімічної активності здатний утворювати безліч сполук, що належать до різних класів.

У твердому агрегатному стані до складу організму людини не входить, тому є значення для промислових і технічних потреб (в основному хімічні синтези).

Є одним із найпоширеніших за часткою у земній корі металів, близько 1,5 %. Належить до групи лужноземельних, тому що при розчиненні у воді дає луги, але в природі зустрічається у вигляді множинних мінералів та солей. Дуже багато кальцію (400 мг/л) включено до складу морської води.

Кристалічна решітка

Характеристика кальцію пояснюється будовою кристалічної решітки, яка в нього може бути двох типів (оскільки існує альфа і бета форма):

• кубічна гранецентрична;
• об'ємноцентрична.

Тип зв'язку в молекулі - металеві, у вузлах решітки, як і у всіх металів - атом-іони.

Знаходження у природі

Існує кілька основних речовин у природі, які містять цей елемент.

1. Морська вода.
2. Гірські породи та мінерали.
3. Живі організми (раковини та панцирі, кісткові тканини тощо).
4. Підземні води у земній корі.

Можна позначити такі види гірських порід та мінералів, які є природними джерелами кальцію.

1. Доломіт - суміш карбонату кальцію та магнію.
2. Флюорит – фторид кальцію.
3. Гіпс - CaSO 4 · 2H 2 O.
4. Кальцит – крейда, вапняк, мармур – карбонат кальцію.
5. Алебастр - CaSO 4 · 0.5H 2 O.
6. Апатити.

Усього виділяють близько 350 різних мінералів та гірських порід, які містять кальцій.

Способи отримання

У вільному вигляді виділити метал довгий час не вдавалося, тому що його хімічна активність висока, у природі у чистому вигляді не зустрінеш. Тому до XIX століття (1808 року) аналізований елемент був ще однією загадкою, яку несла таблиця Менделєєва.

Кальцій як метал зумів синтезувати англійський хімік Гемфрі Деві. Саме він першим виявив особливості взаємодії розплавів твердих мінералів та солей з електричним струмом. На сьогоднішній день досі найактуальнішим способом отримання металу є електроліз його солей, таких як:

• суміш хлоридів кальцію та калію;
• суміш фториду та хлориду кальцію.

Також можна отримати кальцій з його оксиду за допомогою поширеного в металургії методу алюмінотермії.

Фізичні властивості

Характеристика кальцію за фізичними параметрами можна описати кількома пунктами.

1. Агрегатний стан – за звичайних умов твердий.
2. Температура плавлення – 842 0 С.
3. Метал м'який, може різатись ножем.
4. Колір – сріблясто-білий, блискучий.
5. Має хороші провідникові та теплопровідні властивості.
6. При тривалому нагріванні перетворюється на рідкий, потім пароподібний стан, втрачаючи металеві властивості. Температура кипіння 1484 0 С.

Фізичні властивості кальцію мають одну особливість. Коли на метал виявляється тиск, то він у якийсь момент часу втрачає свої металеві властивості та здатність до електропровідності. Однак при подальшому збільшенні впливу знову відновлюється і проявляє себе як надпровідник, який у кілька разів перевищує за даними показниками інші елементи.

Хімічні властивості

Активність цього металу дуже висока. Тому існує безліч взаємодій, які вступає кальцій. Реакції з усіма неметалами для нього – звичайна справа, адже як відновник він дуже сильний.

1. За нормальних умов легко реагує з утворенням відповідних бінарних сполук: галогенами, киснем.
2. При нагріванні: водень, азот, вуглець, кремній, фосфор, бор, сірка та інші.
3. На відкритому повітрі одразу взаємодіє з вуглекислим газом та киснем, тому покривається сірим нальотом.
4. З кислотами реагує бурхливо, іноді із запаленням.

Цікаві властивості кальцію виявляються, коли йдеться про нього у складі солей. Так, гарні печерні виростають на стелі та стінах, це не що інше, як утворений згодом з води, вуглекислого газу та гідрокарбонату під впливом процесів усередині підземних вод.

Враховуючи, наскільки метал активний у звичайному стані, зберігають його у лабораторіях, як і лужні. У темному скляному посуді, із щільно закритою кришкою та під шаром гасу або парафіну.

Якісна реакція на іон кальцію – це забарвлення полум'я в красивий, насичений цегляно-червоний колір. Також ідентифікувати метал у складі сполук можна за нерозчинними випадаючими осадами деяких його солей (карбонат кальцію, фторид, сульфат, фосфат, силікат, сульфіт).

З'єднання металу

Різновиди сполук металу такі:

• оксид;
• гідроксид;
• солі кальцію (середні, кислі, основні, подвійні, комплексні).

Оксид кальцію відомий як СаО використовується для створення будівельного матеріалу (повістки). Якщо загасити оксид водою, то вийде відповідний гідроксид, що виявляє властивості лугу.

Велике практичне значення мають саме різні солі кальцію, що використовуються у різних галузях господарства. Які саме є солі, ми вже згадували вище. Наведемо приклади за типами цих сполук.

1. Середні солі - карбонат СаСО 3 фосфат Са 3 (РО 4) 2 та інші.
2. Кислі - гідросульфат CaHSO 4 .
3. Основні - гідрокарбонат (СаОН) 3 PO 4 .
4. Комплексні – Cl 2.
5. Подвійні - 5Ca(NO 3) 2 *NH 4 NO 3 *10H 2 O.

Саме формі сполук даного класу кальцій має значення для біологічних систем, оскільки джерелом іонів для організму є солі.

Біологічна роль

Чим важливий кальцій для організму людини? Причин кілька.

1. Саме іони цього елемента входять до складу міжклітинної речовини та тканинної рідини, беручи участь у регуляції механізмів збудження, вироблення гормонів та нейромедіаторів.
2. Кальцій накопичується в кістках зубної емалі в кількості близько 2,5% від загальної маси тіла. Це досить багато і відіграє важливу роль у зміцненні цих структур, збереженні їхньої міцності та стійкості. Зростання організму без цього неможливе.
3. Згортання крові також залежить від аналізованих іонів.
4. Входить до складу серцевого м'яза, беручи участь у його збудженні та скороченні.
5. Є учасником процесів екзоцитозу та інших внутрішньоклітинних змін.

Якщо кількість споживаного кальцію буде недостатньо, то можливий розвиток таких захворювань, як:

• рахіт;
• остеопороз;
• захворювання крові.

Добова норма для дорослої людини – 1000 мг, а для дітей віком від 9 років 1300 мг. Щоб не допустити надлишок цього елемента в організмі, слід не перевищувати зазначеної дози. В іншому випадку можуть розвинутись захворювання кишечника.

Для решти живих істот кальцій не менш важливий. Наприклад, багато хто хоч і не має кістяка, проте зовнішні засоби зміцнення їх також є утвореннями цього металу. Серед них:

• молюски;
• мідії та устриці;
• губки;
• коралові поліпи.

Всі вони носять на своїй спині або в принципі формують у процесі життєдіяльності якийсь зовнішній кістяк, що захищає їх від зовнішніх впливів та хижаків. Основна складова його - солі кальцію.

Хребетні тварини, як і людина, потребують іонів для нормального росту і розвитку і отримують їх з їжею.

Є багато варіантів, за допомогою яких можна заповнити недостатню норму елемента в організмі. Найкраще, звичайно, природні методи – продукти, що містять потрібний атом. Однак якщо це з якихось причин недостатньо або неможливо, медичний шлях також є прийнятним.

Так, список продуктів, що містять кальцій, приблизно такий:

• молочні та кисломолочні вироби;
• риба;
• зелень;
• зернові культури (гречка, рис, випічка з цільнозернового борошна);
• деякі цитрусові (апельсини, мандарини);
• бобові;
• всі горіхи (особливо, мигдаль та волоські).

Якщо ж на якісь продукти алергія або не можна вживати їх з іншої причини, заповнити рівень потрібного елемента в організмі допоможуть кальцій містять препарати.

Всі вони являють собою солі цього металу, що володіють здатністю легко засвоюватися організмом, швидко всмоктуючи кров і кишечник. Серед них найпопулярнішими і використовуються такі.

1. Хлорид кальцію - розчин для ін'єкцій або для прийому внутрішньо дорослим та дітям. Відрізняється концентрацією солі у складі, використовується для "гарячих уколів", оскільки викликає саме таке відчуття при вколюванні. Є форми із фруктовим соком для полегшення прийому всередину.
2. Випускається таблетками (0,25 або 0,5 г), так і розчинами для внутрішньовенних ін'єкцій. Часто у вигляді таблеток містить різноманітні фруктові добавки.
3. Лактат кальцію – випускається у таблетках по 0,5 г.

З'єднання кальцію- вапняк, мармур, гіпс (а також вапно - продукт вапняку) вже в давнину застосовувалися в будівельній справі. До кінця 18 століття хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 році А. Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія, барит, глинозем і кремнезем - речовини складні. В 1808 Деві, піддаючи електролізу з ртутним катодом суміш вологого гашеного вапна з окисом ртуті, приготував амальгаму кальцію, а відігнавши з неї ртуть, отримав метал, названий «кальцій» (від лат. Calх,рід. відмінок calcis – вапно).

Розміщення електронів орбіталями.

+20Са ... | 3s 3p 3d | 4s

Кальцій називається лужноземельним металом, його відносять до S-елементів. На зовнішньому електронному рівні кальцій має два електрони, тому він дає сполуки: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 і т.д. Кальцій відноситься до типових металів - він має велику спорідненість до кисню, відновлює майже всі метали з їх оксидів, утворює досить сильну основу Ca(OH)2.

Кристалічні грати металів можуть бути різних типів, проте для кальцію характерні гранецентровані кубічні грати.

Розміри, форму та взаємне розташування кристалів у металах випромінюють металографічними методами. Найбільш повну оцінку структури металу цьому плані дає мікроскопічний аналіз його шліфу. З випробуваного металу вирізують зразок і його площину шліфують, полірують і протруюють спеціальним розчином (травником). Внаслідок травлення виділяється структура зразка, яку розглядають або фотографують за допомогою металографічного мікроскопа.

Кальцій – легкий метал (d=1,55), сріблясто-білого кольору. Він твердіший і плавиться при вищій температурі (851 °С) в порівнянні з натрієм, який розташований поруч з ним у періодичній системі. Це пояснюється тим, що на один іон кальцію в металі припадає два електрони. Тому хімічний зв'язок між іонами та електронним газом у нього міцніший, ніж у натрію. За хімічних реакцій валентні електрони кальцію переходять до атомів інших елементів. При цьому утворюються двозарядні іони.

Кальцій має велику хімічну активність по відношенню до металів, особливо до кисню. На повітрі він окислюється повільніше лужних металів, тому що окисна плівка на ньому менш проникна для кисню. При нагріванні кальцій згоряє з виділенням величезних кількостей теплоти:

З водою кальцій вступає в реакцію, витісняючи з неї водень і утворюючи основу:

Са + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

Завдяки велику хімічну активність до кисню кальцій знаходить деяке застосування для отримання рідкісних металів з їх оксидів. Окиси металів нагрівають разом із кальцієвою стружкою; в результаті реакцій виходить окис кальцію та метал. На цій же властивості засновано застосування кальцію та його деяких сплавів для так званого розкислення металів. Кальцій додають у розплавлений метал, і він видаляє сліди розчиненого кисню; оксид кальцію, що утворюється, спливає на поверхню металу. Кальцій входить до складу деяких сплавів.

Отримують кальцій електролізом розплавленого хлориду кальцію або алюмінієвим методом. Окис кальцію, або гашене вапно, є порошком білого кольору, плавиться воно при 2570 °С. Отримують її прожарюванням вапняку:

СаСО3 = СаО + СО2^

Окис кальцію - основний оксид, тому він вступає в реакцію з кислотами та ангідридами кислот. З водою вона дає основу - гідроокис кальцію:

СаО + H2О = Са(ОН)2

Приєднання води до окису кальцію, яке називається гасінням вапна, протікає з виділенням великої кількості теплоти. Частина води при цьому перетворюється на пару. Гідроокис кальцію, або гашене вапно, - речовина білого кольору, трохи розчинна у воді. Водний розчин гідроксиду кальцію називається вапняною водою. Такий розчин має досить сильні лужні властивості, тому що гідроокис кальцію добре дисоціює:

Са(ОН)2 = Са + 2ОН

Порівняно з гідратами оксидів лужних металів гідроксид кальцію - слабша основа. Пояснюється це тим, що іон кальцію двозарядний і сильніше притягує гідроксильні групи.

Гашене вапно та його розчин, званий вапняною водою, вступають у реакції з кислотами та ангідридами кислот, у тому числі і з двоокисом вуглецю. Вапняна вода служить в лабораторіях для відкриття двоокису вуглецю, так як нерозчинний вуглекислий кальцій, що утворюється, викликає помутніння води:

Са + 2ОН + СО2 = СаСО3v + Н2О

Однак при тривалому пропусканні двоокису вуглецю розчин знову стає прозорим. Це пояснюється тим, що карбонат кальцію перетворюється на розчинну сіль - гідрокарбонат кальцію:

СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2

У промисловості кальцій одержують двома способами:

Нагріванням брикетованої суміші СаО та порошку Аl при 1200 °С у вакуумі 0,01 - 0,02 мм. рт. ст.; що виділяються по реакції:

6СаО + 2Аl = 3CaO · Al2O3 + 3Ca

Пара кальцію кондонсується на холодній поверхні.

Електролізом розплаву СаСl2 і КСl з рідким мідно-кальцієвим катодом готують сплав Сu - Ca (65% Ca), з якого відганяють кальцій при температурі 950 - 1000 °С у вакуумі 0,1 - 0,001 мм.рт.ст.

Розроблено також спосіб одержання кальцію термічною дисоціацією карбіду кальцію СаС2.

Кальцій належить до найпоширеніших у природі елементів. У земній корі його міститься приблизно 3% (мас.). Солі кальцію утворюють у природі великі скупчення як карбонатів (крейда, мармур), сульфатів (гіпс), фосфатів (фосфоритів). Під дією води та двоокису вуглецю карбонати переходять у розчин у вигляді гідрокарбонатів і переносяться підземними та річковими водами на великі відстані. При вимиванні солей кальцію можуть утворюватися печери. За рахунок випаровування води або підвищення температури на новому місці можуть утворюватися відкладення карбонату кальцію. Так, наприклад, утворюються сталактити та сталагміти в печерах.

Розчинні солі кальцію та магнію зумовлюють загальну жорсткість води. Якщо вони є у воді в невеликих кількостях, то вода називається м'якою. При великому вмісті цих солей (100 - 200 мг солей кальцію - в 1 л. в перерахунку на іони) вода вважається жорсткою. У такій воді мило погано піниться, оскільки солі кальцію та магнію утворюють з ним нерозчинні сполуки. У твердій воді погано розварюються харчові продукти, і при кип'ятінні вона дає на стінках парових котлів накип. Накип погано проводить теплоту, викликає збільшення витрати палива та прискорює зношування стінок котла. Освіта накипу – складний процес. При нагріванні кислі солі вугільної кислоти кальцію та магнію розкладаються та переходять у нерозчинні карбонати:

Са + 2НСО3 = Н2О + СО2 + СаСО3v

Розчинність сульфату кальцію СаSO4 при нагріванні також знижується, тому він входить до складу накипу.

Жорсткість викликана присутністю у воді гідрокарбонатів кальцію та магнію, називається карбонатною або тимчасовою, тому що вона усувається при кип'ятінні. Крім карбонатної жорсткості, розрізняють ще некарбонатну жорсткість, яка залежить від вмісту у воді сульфатів та хлоридів кальцію та магнію. Ці солі не видаляються при кип'ятінні, і тому некарбонатну твердість називають також постійною твердістю. Карбонатна та некарбонатна жорсткість у сумі дає загальну жорсткість.

Для повного усунення твердості воду іноді переганяють. Для усунення карбонатної твердості воду кип'ятять. Загальну жорсткість усувають або додаванням хімічних речовин або за допомогою так званих катіонітів. При використанні хімічного методу розчинні солі кальцію та магнію переводять у нерозчинні карбонати, наприклад додають вапняне молоко та соду:

Са + 2НСО3 + Са + 2ОН = 2Н2О + 2СаСО3v

Са + SO4 + 2Na + CO3 = 2Na + SO4 + CaCO3v

Усунення жорсткості за допомогою катіонітів – процес більш досконалий. Катіоніти – складні речовини (природні сполуки кремнію та алюмінію, високомалекулярні органічні сполуки), склад яких можна виразити формулою Na2R, де R – складний кислотний залишок. При фільтруванні води через шар катіоніту відбувається обмін іонів (катіонів) Na на іони Са та Mg:

Са + Na2R = 2Na + CaR

Отже, іони Са з розчину переходять в катіоніт, а іони Na ​​переходять з катіоніту в розчин. Для відновлення використаного катіоніту його промивають розчином кухонної солі. При цьому відбувається зворотний процес: іони Са в катіоніті замінюються на іони Na:

2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl

Регенерований катіоніт можна знову застосовувати для очищення води.

У вигляді чистого металу Са застосовують як відновник U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb та деяких рідкісноземельних металів та їх сполук. Його використовують також для розкислення сталей, бронз та інших сплавів, для видалення сірки з нафтопродуктів, для зневоднення органічних рідин, для очищення аргону від домішок азоту та як поглинач газів в електровакуумних приладах. Велике застосування у техніці отримали антифікаційні матеріали системи Pb - Na - Ca, і навіть сплави Pb - Ca, службовці виготовлення оболонки електричних кабелів. Сплав Ca - Si - Ca (силікокальцій) застосовується як розкислювач та дегазатор у виробництві якісних сталей.

Кальцій - одне із біогенних елементів, необхідні нормального перебігу життєвих процесів. Він присутній у всіх тканинах та рідинах тварин і рослин. Лише рідкісні організми можуть розвиватися в середовищі, позбавленому Са. У деяких організмів вміст Са досягає 38%: у людини – 1,4 – 2%. Клітини рослинних і тваринних організмів потребують строго певних співвідношеннях іонів Са, Na і До позаклітинних середовищах. Рослини отримують Са із ґрунту. По їх відношенню до Са рослини поділяють на кальцефіли та кальцефоби. Тварини отримують Са з їжею та водою. Са необхідний освіти низки клітинних структур, підтримки нормальної проникності зовнішніх клітинних мембран, запліднення яйцеклітин риб та інших тварин, активізації низки ферментів. Іони Са передають збудження на м'язове волокно, викликаючи його скорочення, збільшують силу серцевих скорочень, підвищують фагоцитарну функцію лейкоцитів, активують систему захисних білків крові, беруть участь у її зсіданні. У клітинах майже весь Са знаходиться у вигляді сполук з білками, нуклеїновими кислотами, фосфоліпідами, у комплексах з неорганічними фосфатами та органічними кислотами. У плазмі крові людини та вищих тварин тільки 20 – 40 % Са може бути пов'язане з білками. У тварин, що мають скелет, до 97 - 99% всього Са використовується як будівельний матеріал: у безхребетних в основному у вигляді СаСО3 (раковина молюсків, корали), у хребетних - у вигляді фосфатів. Багато безхребетних запасають Са перед линянням для побудови нового скелета або для забезпечення життєвих функцій у несприятливих умовах. Зміст Са в крові людини та вищих тварин регулюється гормонами паращитовидних та щитовидних залоз. Найважливішу роль цих процесах грає вітамін D. Всмоктування Са відбувається у передньому відділі тонкого кишечника. Засвоєння Са погіршується при зниженні кислотності у кишечнику і залежить від співвідношення Са, фосфору та жиру в їжі. Оптимальні співвідношення Са/Р у коров'ячому молоці близько 1,3 (у картоплі 0,15, у бобах 0,13, у м'ясі 0,016). При надлишку їжі Р і щавлевої кислоти всмоктування Са погіршується. Жовчні кислоти прискорюють його всмоктування. Оптимальні співвідношення Са/жир їжі людини 0,04 - 0,08 р. Са на 1г. жиру. Виділення Са відбувається головним чином через кишківник. Ссавці в період лактації втрачають багато Са з молоком. При порушеннях фосфорно-кальцієвого обміну у молодих тварин та дітей розвивається рахіт, у дорослих тварин – зміна складу та будови скелета (остеомаляція).

У медицині препаратів Са усуває порушення, пов'язані з нестачею іонів Са в організмі (при тетанії, спазмофілії, рахіті). Препарати Са знижують підвищену чутливість до алергенів та використовуються для лікування алергічних захворювань (сироваткова хвороба, сонна лихоманка та ін.). Препарати Са зменшують підвищену проникність судин та мають протизапальну дію. Їх застосовують при геморагічному васкуліті, променевій хворобі, запальних процесах (пневманія, плеврит та ін.) та деяких шкірних захворюваннях. Призначають як кровоспинний засіб, для поліпшення діяльності серцевого м'яза та посилення дії препаратів наперстянки, як протиотрути при отруєнні солями магнію. Разом з іншими засобами препарати Са застосовують для стимулювання родової діяльності. Хлористий Са вводять через рот і внутрішньовенно. Оссокальцинол (15% стерильна суспензія особливим чином приготовленого кісткового порошку в персиковій олії) запропонований для тканинної терапії.

До препаратів Са відносяться також гіпс (СаSO4), що застосовується в хірургії для гіпсових пов'язок, і крейда (СаСО3), що призначається внутрішньо при підвищеній кислотності шлункового соку і для приготування зубного порошку.

СаО– оксид кальцію або негашена вапна, одержують його розкладанням вапняку: СаСО 3 =СаО + СО 2 – це оксид лужноземельного металу, тому він активно взаємодіє з водою: СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2

Са(ВІН) 2 – гідроксид кальцію або гашене вапно, тому реакція СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2 називається гасінням вапна. Якщо розчин профільтрувати, виходить вапняна вода – це розчин лугу, тому він змінює забарвлення фенолфталеїну у малиновий колір.

Широко в будівництві застосовується гашене вапно. Її суміш із піском і водою - гарний зв'язуючий матеріал. Під дією вуглекислого газу суміш твердне Са(ОН) 2 + CO 2 = СаСОз +Н 2 О.

Одночасно частина піску і суміші перетворюється на силікат Ca(OH) 2 +SiO 2 = CaSiO 3 +H 2 O.

Рівняння Са (ОН) 2 + СО 2 = СаСО 2 +Н 2 Про СаСО 3 +Н 2 Про + СО 2 = Са(НСО 3) 2 відіграють велику роль у природі і у формуванні образу нашої планети. Вуглекислий газ в образі скульптора та архітектора створює підземні палаци в товщах карбонатних порід. Він здатний під землею переміщати сотні та тисячі тонн вапняку. По тріщинах у гірських породах вода, що містить розчинений у ній вуглекислий газ, потрапляє у товщу вапняку, утворюючи порожнини – кастрові печери. Гідрокарбонат кальцію існує лише у розчині. Ґрунтові води переміщуються в земній корі, випаровуючи у відповідних умовах воду: Са(НСОз) 2 = СаСОз + Н 2 О + СО 2 , так утворюються сталактити та сталагміти, схема освіти яких запропонована відомим геохіміком А.Є. Ферсманом. Дуже багато кастрових печер у Криму. Їх вивченням займається наука спелеологія.

Застосовується у будівництві карбонат кальцію СаСОз- це крейда, вапняк, мармур. Всі ви бачили наш залізничний вокзал: він оздоблений білим мармуром, що привезений з-за кордону.

досвід:дути через трубку в розчин вапняної води, вона каламутніє .

Са(ВІН) 2 + СО 2 = СаСО 3 + Н 2 Про

Приливає до осаду оцтову кислоту, що утворився, спостерігається закипання, т.к. виділяється вуглекислий газ.

СаСО 3 +2СН 3 СООН = Са(СН 3 СОО) 2 +Н 2 Про +СО 2

КАЗКА ПРО БРАТЬЯ КАРБОНАТИ.

На землі живуть три брати
Із сімейства Карбонатів.
Старший брат - красень МАРМУР,
Славний іменем Карари,
Чудовий архітектор. Він
Будував Рим та Парфенон.
Всім відомий ІЗВЕСТНЯК,
Тому й названо так.
Знаменить своєю працею,
Зводячи за будинком будинок.
І здатний, і вмів
Молодший м'який братик МЕЛ.
Як малює, подивися,
Цей СаСО 3!
Люблять брати повеселитись,
У гарячій пічці прожаритися,
СаО і СО 2 утворюються тоді.
Це вуглекислий газ,
Кожен з ним знайомий із вас,
Видихаємо ми його.
Ну, а це СаО -
Спекотно обпалена ВІДОМІСТЬ НЕГАШЕНА.
Додаємо до неї води,
Ретельно заважаючи,
Щоб не було лиха,
Руки захищаємо,
Круто замішана звістка, але гашена!
Вапняним молоком
Стіни біліться легко.
Світлий будинок повеселішав,
Перетворивши вапну на крейду.
Фокус-покус для народу:
Варто лише подути крізь воду,
Як вона легко-легко
Перетворилася на молоко!
А тепер досить спритно
Отримую газування:
Молоко плюс оцет. Ай!
Льється піна через край!
Все в турботах, все в роботі
Від зорі та до зорі –
Ці брати Карбонати,
Ці СаСО 3!

Повторення: CaO– оксид кальцію, негашене вапно;
Ca(OH) 2 – гідроксид кальцію (гашене вапно, вапняна вода, вапняне молоко залежно від концентрації розчину).
Загальне – та сама хімічна формула Са(ОН) 2 . Відмінність: вапняна вода - насичений прозорий розчин Са(ОН) 2 , а вапняне молоко - це біла завись Са(ОН) 2 у воді.
CaCl 2 - хлорид кальцію, хлористий кальцій;
CaCO 3 - карбонат кальцію, крейда, мармур черепашник, вапняк.
Л/Р: колекції.Далі демонструємо колекцію мінералів, що є в шкільній лабораторії: вапняк, крейда, мармур, черепашник.
CaS0 4 ∙ 2H 2 0 - кристалогідрат сульфату кальцію, гіпс;
CaCO 3 - кальцит, карбонат кальцію входить до складу багатьох мінералів, які покривають землі 30 млн км 2 .

Найважливіший із цих мінералів – вапняк. Черепашники, вапняки органічного походження. Він йде на виробництво цементу, карбіду кальцію, соди, всіх видів вапна, в металургії. Вапняк - це основа будівельної індустрії, з нього роблять багато будівельних матеріалів.

Крейдаце не тільки зубний порошок та шкільна крейда. Це і цінна добавка при виробництві паперу (крейдована – вищої якості) та гуми; у будівництві та ремонті будівель – як побілка.

Мармур – щільна кристалічна порода. Є кольоровий – білий, але найчастіше різні домішки фарбують його у різні кольори. Чистий білий мармур зустрічається рідко і в основному йде на роботу скульпторам (статуї Мікеланджело, Родена. У будівництві кольоровий мармур використовують як облицювальний матеріал (Московське метро) або навіть як основний будівельний матеріал палаців (Тадж-Махал).

У світі цікавого «МАВЗОЛІЙ Тадж-Махал»

Шах – Джахан із династії Великих Моголів тримав у страху та послуху чи не всю Азію. У 1629 році померла Мумзат-Махал, кохана дружина Шах-Джахана у 39 років під час пологів у поході (це була їх 14 дитина, причому всі були хлопчики). Вона була надзвичайно вродлива, світла, розумна, імператор у всьому її слухався. Перед смертю вона просила чоловіка збудувати гробницю, піклується про дітей, не одружуватися. Засмучений цар посланців своїх відправив у всі великі міста, столиці сусідніх держав – у Бухару, Самарканд, Багдад, Дамаск, щоб розшукати і запросити найкращих майстрів – на згадку про дружину цар вирішив звести найкращу у світі будівлю. Одночасно гінці відправили в Агру (Індія) плани всіх найкращих споруд Азії та найкращі будівельні матеріали. Везли навіть із Росії та Уралу малахіт. Головні муляри приїхали з Делі та Кандагару; архітектори – із Стамбула, Самарканда; декоратори – із Бухари; садівники - з Бенгалії; художники – з Дамаска та Багдада, а керував усім відомий майстер Устад-Іса.

Спільними зусиллями за 25 років було збудовано меломармурову споруду в оточенні зелених садів, блакитних фонтанів та мечеті з червоного пісковика. 20 000 рабів зводили це диво 75 м (с25-поверховий будинок). Неподалік хотів збудувати другий мавзолей із чорного мармуру для себе, але не встиг. Його повалив з престолу рідний син (другий, причому він убив і всіх своїх братів).

Останні роки життя імператор і король Агри провів, дивлячись із вузького віконця своєї в'язниці. 7 років так батько милувався своїм творінням. Коли батько осліп, син зробив йому систему дзеркал, щоб батько міг милуватися мавзолеєм. Похований він був у Тадж-Махалі, поруч зі своєю Мумтаз.

Входять до мавзолею бачать кенотафи - хибні гробниці. Місця вічного спокою великого хана та його дружини знаходяться внизу, у підвалі. Там усе інкрустовано дорогоцінним камінням, яке світиться, ніби живе, а гілки казкових дерев, переплітаючись із квітами, химерними візерунками прикрашають стіни гробниці. Оброблені кращими різьбярами бірюзово-блакитні лазурити, зелено-чорні нефрити та червоні аметисти оспівують кохання Шах-Джахала та Мумзат-Махал.

Щодня в Агру поспішають туристи, які бажають побачити справжнє диво світу - мавзолей Тадж-Махал, ніби ширяє над землею.

CaCO 3 - Це будівельний матеріал зовнішнього скелета молюсків, коралів, черепашок та ін, шкаралупи яєць. (ілюстрації або Тварини коралового біоценозу” та показ колекції морських коралів, губок, черепашника).

Головна / Лекції 1 курс / Загальна та органічна хімія / Питання 23. Кальцій / 2. Фізичні та хімічні властивості

Фізичні властивості. Кальцій – сріблясто-білий ковкий метал, що плавиться при температурі 850 град. С і кипить при 1482 град. С. Він значно твердіший за лужні метали.

Хімічні властивості. Кальцій – активний метал. Так за звичайних умов він легко взаємодіє з киснем повітря та галогенами:

2 Са + О2 = 2 СаО (оксид кальцію);

Са + Вr2 = СаВr2 (бромід кальцію).

З воднем, азотом, сіркою, фосфором, вуглецем та іншими неметалами кальцій реагує при нагріванні:

Са + Н2 = СаН2 (гідрид кальцію);

3 Са + N2 = Са3N2 (нітрид кальцію);

Са + S = СаS (сульфід кальцію);

3 Са + 2 Р = Са3Р2 (фосфід кальцію);

Са + 2 С = СаС2 (карбід кальцію).

З холодною водою кальцій взаємодіє повільно, а з гарячою – дуже енергійно:

Са + 2 Н2О = Са(ОН)2 + Н2.

Кальцій може забирати кисень або галогени від оксидів і галогенідів менш активних металів, тобто має відновлювальні властивості:

5 Са + Nb2О5 = СаО + 2 Nb;

• 1. Знаходження у природі
• 3. Отримання
• 4. Застосування

www.medkurs.ru

Кальцій довідник Пестициди.ru

У багатьох людей знання кальцію обмежуються лише тим, що це елемент необхідний здоров'я кісток і зубів. Де ще він міститься, навіщо він потрібний і наскільки необхідний, уявлення мають не всі. Проте, кальцій перебуває у багатьох знайомих нам сполук, як природних, і отриманих людиною. Крейда і вапно, сталактити та сталагміти печер, стародавні скам'янілості та цемент, гіпс та алебастр, молочні продукти та препарати проти остеопорозу – все це та багато іншого відрізняється високим вмістом кальцію.

Вперше даний елемент був отриманий Г. Деві в 1808, і спочатку він використовувався не особливо активно. Тим не менш, зараз цей метал п'ятий у світі з видобутку, і потреба в ньому зростає з року в рік. Основна сфера використання кальцію – отримання будівельних матеріалів та сумішей. Тим не менш, він необхідний для побудови не лише будинків, а й живих клітин. В організмі людини кальцій входить до складу скелета, уможливлює м'язові скорочення, забезпечує згортання крові, регулює активність низки травних ферментів і виконує інші, досить численні функції. Не менш важливий і для інших живих об'єктів: тварин, рослин, грибів і навіть бактерій. При цьому, потреба в кальції досить висока, що дозволяє віднести його до макроелементів.

Кальцій (Calcium), Ca - Хімічний елемент головної підгрупи II групи періодичної системи Менделєєва. Атомний номер – 20. Атомна маса – 40,08.

Кальцій – лужноземельний метал. У вільному стані ковка, досить тверда, біла. За густиною відноситься до легких металів.

• Щільність – 1,54 г/см3,
• Температура плавлення – +842 °C,
• Температура кипіння – 1495 °C.

Кальцій має яскраво виражені металеві властивості. У всіх сполуках ступінь окиснення становить +2.

На повітрі покривається шаром оксиду, при нагріванні згоряє червоним, яскравим полум'ям. З холодною водою реагує повільно, та якщо з гарячої швидко витісняє водень і утворює гідроксид. При взаємодії з воднем утворює гідриди. При кімнатній температурі вступає у взаємодію Космосу з азотом, утворюючи нітриди. Також легко з'єднується з галогенами та сіркою, відновлює при нагріванні оксиди металів.

Кальцій входить до найпоширеніших елементів у природі. У земній корі його зміст дорівнює 3% від маси. Зустрічається у вигляді відкладів крейди, вапняків, мармуру (природний різновид карбонату кальцію CaCO3). У великій кількості зустрічаються поклади гіпсу (CaSO4 х 2h3O), фосфориту (Ca3(PO4)2 і різних кальцій силікатів, що містять.

Вода

Жорстка вода

М'яка вода

Ґрунти

Втрати кальцію із ґрунту відбуваються внаслідок вимивання його опадами. Цей процес залежить від гранулометричного складу ґрунтів, кількості опадів, виду рослин, форм та доз вапна та мінеральних добрив. Залежно від зазначених факторів втрати кальцію з орного шару коливаються від декількох десятків до 200 – 400 кг/га і більше.

Вміст кальцію в різних типах ґрунтів

Підзолисті ґрунти містять 0,73 % (від сухої речовини ґрунту) кальцію.

Сірі лісові – 0,90% кальцію.

Чорноземи – 1,44% кальцію.

Сероземи – 6,04% кальцію.

У рослині кальцій знаходиться у вигляді фосфатів, сульфатів, карбонатів, у формі солей пектинової та щавлевої кислот. Майже до 65% кальцію в рослинах можна витягти водою. Решта – обробкою слабкої оцтової та соляної кислотами. Найбільше кальцію міститься в клітинах, що старіють.

Функції кальцію

Дія даного елемента на рослини багатостороння і, як правило, позитивна. Кальцій:

• Посилює обмін речовин;
• Відіграє важливу роль у русі вуглеводів;
• Чинить вплив на метаморфози азотистих речовин;
• Прискорює витрати запасних білків насіння під час проростання;
• Грає певну роль процесі фотосинтезу;
• сильний антагоніст інших катіонів, що перешкоджає їх надлишковому надходженню в тканини рослин;
• Впливає на фізико-хімічні властивості протоплазми (в'язкість, проникність та інше), а отже, і на нормальний перебіг біохімічних процесів у рослині;
• Сполуки кальцію з пектиновими речовинами склеюють стінки окремих клітин між собою;
• Впливає активність ферментів.

Слід зазначити, що вплив сполук кальцію (повістки) на активність ферментів виражається не тільки у прямій дії, але й завдяки покращенню фізико-хімічних властивостей ґрунту та його поживного режиму. Крім того, вапнування ґрунту істотно впливає на процеси біосинтезу вітамінів.

Недолік (дефіцит) кальцію у рослинах

Нестача кальцію насамперед позначається на розвитку кореневої системи. На коренях припиняється утворення кореневих волосків. Зовнішні клітини кореня руйнуються.

Даний симптом проявляється як при нестачі кальцію, так і при порушенні врівноваженості живильного розчину, тобто переважання в ньому одновалентних катіонів натрію, калію та водню.

Крім того, наявність у ґрунтовому розчині нітратного азоту посилює надходження кальцію в тканини рослин, а аміачного – знижує.

Ознаки кальцієвого голодування очікувані за вмісту кальцію менше 20 % від ємності катіонного обміну грунту.

Симптоми. Візуально дефіцит кальцію встановлюється за такими ознаками:

• У коріння рослин спостерігаються пошкоджені кінчики бурого забарвлення;
• Точка зростання деформується та відмирає;
• Квіти, зав'язі та бутони опадають;
• Плоди ушкоджуються некрозом;
• Відзначається хлоротичність листя;
• Верхівкова нирка відмирає, і припиняється зростання стебла.

Високою чутливістю до наявності кальцію відрізняються капуста, люцерна, конюшина. Встановлено, що ці рослини характеризуються і підвищеною чутливістю до кислотності грунту.

Мінеральне отруєння кальцієм призводить до міжжилкового хлорозу з білуватими некротичними плямами. Вони можуть бути пофарбовані або наповнені водою концентричні кільця. Деякі рослини відгукуються надлишок кальцію зростанням листових розеток, відмиранням пагонів і опаданням листя. Ознаки на вигляд схожі з нестачею заліза і магнію.

Джерело поповнення кальцію у ґрунті – вапняні добрива. Вони поділяються на три групи:

• Тверді вапняні породи;
• М'які вапняні породи;
• Відходи промисловості з підвищеним вмістом вапна.

Тверді вапняні породи за вмістом СаО та MgO поділяють на:

• вапняки (55-56% СаО та до 0,9% MgO);
• вапняки доломітизовані (42-55% СаО та до 9% MgO);
• доломіти (32-30% СаО та 18-20% MgO).

Вапняки

Доломітизований вапняк

Мергель

Крейда

Палена вапно

Гашене вапно

Доломітове борошно

Вапняні туфи

Дефекаційний бруд (дефекат)

Сланцева зола циклонів

Пил печей та цементних заводів

Металургійні шлаки

Органічні добрива. Зміст Са у перерахунку СаСО3 становить 0,32–0,40 %.

Фосфоритне борошно. Вміст кальцію - 22% за СаСО3.

Вапняні добрива застосовуються не тільки для забезпечення ґрунту та рослин кальцієм. Головна мета їх використання – вапнування ґрунтів. Це прийом хімічної меліорації. Він спрямований на нейтралізацію надлишкової кислотності ґрунтів, на покращення її агрофізичних, агрохімічних та біологічних властивостей, постачання рослин магнієм та кальцієм, мобілізацію та іммобілізацію макроелементів та мікроелементів, створення оптимальних водно-фізичних, фізичних, повітряних умов життя культурних рослин.

Ефективність вапнування ґрунтів

Одночасно із задоволенням потреб рослин у кальції як елементі мінерального харчування, вапнування призводить до множинних позитивних змін у ґрунтах.

Вплив вапнування на властивості деяких ґрунтів

Кальцій сприяє коагуляції ґрунтових колоїдів та попередження їх вимивання. Це призводить до полегшення обробітку ґрунту, поліпшення його аерації.

В результаті вапнування:

• піщані гумусові ґрунти підвищують свою водопоглинаючу здатність;
• на важких глинистих ґрунтах утворюються ґрунтові агрегати та комковатости, що покращують водопроникність.

Зокрема, нейтралізуються органічні кислоти та з поглинаючого комплексу витісняються Н-іони. Це призводить до усунення обмінної та зниження гідролітичної кислотності ґрунту. Одночасно спостерігається поліпшення катіонного складу ґрунтового поглинаючого комплексу, що відбувається внаслідок зміни іонів водню та алюмінію на катіони кальцію та магнію. Це підвищує рівень насиченості грунтів основами і підвищує ємність поглинання.

Вплив вапнування на постачання рослин азотом

Після проведення вапнування позитивні агрохімічні властивості ґрунту та його структури здатні зберігатися протягом кількох років. Це сприяє створенню сприятливих умов посилення корисних мікробіологічних процесів з мобілізації поживних речовин. Посилюється діяльність амоніфікаторів, нітрифікаторів, азотфіксуючих бактерій, що вільно живуть у ґрунті.

Вапнування сприяє посиленню розмноження бульбочкових бактерій та поліпшенню постачання азотом рослини-господаря. Встановлено, що на кислих ґрунтах бактеріальні добрива втрачають свою ефективність.

Вплив вапнування на постачання рослин зольними елементами

Вапнування сприяє постачанню рослини зольними елементами, оскільки посилюється активність бактерій, що розкладають органічні фосфорні сполуки ґрунту та сприяють переходу фосфатів заліза та алюмінію у доступні рослинам фосфорнокислі солі кальцію. Вапнування кислих ґрунтів посилює мікробіологічні та біохімічні процеси, що, у свою чергу, збільшує кількість нітратів, а також засвоюваних форм фосфору та калію.

Вплив вапнування на форми та доступність макроелементів та мікроелементів

Вапнування збільшує кількість кальцію, а при використанні доломітового борошна - магнію. Одночасно токсичні форми марганцю та алюмінію стають нерозчинними та переходять в осаджену форму. Доступність таких елементів, як залізо, мідь, цинк, марганець знижується. Азот, сірка, калій, кальцій, магній, фосфор та молібден стають доступнішими.

Вплив вапнування на дію фізіологічно кислих добрив

Вапнування підвищує ефективність фізіологічно кислих мінеральних добрив, особливо аміачних та калійних.

Позитивна дія фізіологічно кислих добрив без внесення вапна загасає, а згодом здатна переходити до негативного. Тож на удобрених ділянках урожаї виявляються навіть меншими, ніж на невдобрених. Комбінація вапнування із застосуванням добрив збільшує ефективність на 25–50 %.

При вапнуванні активізуються ферментативні процеси у грунті, якими побічно судять про її родючості.

Упорядник: Григорівська П.І.

Сторінка внесена: 05.12.13 00:40

Останнє оновлення: 22.05.14 16:25

Літературні джерела:

Глінка Н.Л. Загальна хімія. Підручник для вузів. Вид: Л: Хімія, 1985 р, з 731

Мінєєв В.Г. Агрохімія: Підручник. - 2-е видання, перероблене і доповнене. - М.: Видавництво МДУ, Видавництво «КолосС», 2004. - 720 с., Л. мул.: мул. – (Класичний університетський підручник).

Петров Б.А., Селіверстов Н.Ф. Мінеральне харчування рослин. Довідковий посібник для студентів та городників. Єкатеринбург, 1998. 79 с.

Енциклопедія для дітей Том 17. Хімія. / Глав. ред. В.А. Володін. - М.: Аванта +, 2000. - 640 с., Іл.

Ягодін Б.А., Жуков Ю.П., Кобзаренко В.І. Агрохімія/За редакцією Б.А. Ягодина. - М.: Колос, 2002. - 584 с.: іл (Підручники та навчальні посібники для студентів вищих навчальних закладів).

Зображення (перероблені):

20 Ca Calcium, за ліцензією CC BY

Calcium deficiency in wheat, CIMMYT, за ліцензією CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Кальцій та його роль для людства - Хімія

Кальцій та його роль для людства

Вступ

Знаходження у природі

Отримання

Фізичні властивості

Хімічні властивості

Застосування сполук кальцію

Біологічна роль

Висновок

Список літератури

Вступ

Кальцій - елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 20. Позначається символом Ca (лат. Calcium). Проста речовина кальцій (CAS-номер: 7440-70-2) – м'який, хімічно активний лужноземельний метал сріблясто-білого кольору.

Незважаючи на повсюдну поширеність елемента №20, навіть хіміки не всі бачили елементарний кальцій. Адже цей метал і зовні і за поведінкою зовсім несхожий на лужні метали, спілкування з якими загрожує небезпекою пожеж і опіків. Його можна спокійно зберігати на повітрі, він не спалахує від води. Механічні властивості елементарного кальцію не роблять його «білою вороною» в сім'ї металів: за міцністю та твердістю кальцій перевершує багато з них; його можна обточувати на токарному верстаті, витягувати у дріт, кувати, пресувати.

І все-таки як конструкційний матеріал елементарний кальцій майже не застосовується. Для цього він надто активний. Кальцій легко реагує із киснем, сіркою, галогенами. Навіть із азотом і воднем за певних умов він входить у реакції. Середовище оксидів вуглецю, інертне для більшості металів, для кальцію - агресивне. Він згоряє в атмосфері CO та CO2.

Історія та походження назви

Назва елемента походить від латів. calx (у родовому відмінку calcis) - "вапно", "м'який камінь". Воно було запропоновано англійським хіміком Хемфрі Деві, який у 1808 р. виділив металевий кальцій електролітичним методом. Деві піддав електролізу суміш вологого гашеного вапна з оксидом ртуті HgO на платиновій пластині, яка була анодом. Катодом служив платиновий дріт, занурений у рідку ртуть. В результаті електролізу виходила амальгама кальцію. Відігнавши з неї ртуть, Деві отримав метал, названий кальцієм.

Сполуки кальцію - вапняк, мармур, гіпс (а також вапно - продукт випалу вапняку) застосовувалися в будівельній справі вже кілька тисячоліть тому. До кінця XVIII століття хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 році А. Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія, барит, глинозем і кремнезем - складні речовини.

Знаходження у природі

Через високу хімічну активність кальцій у вільному вигляді у природі не зустрічається.

Перед кальцію припадає 3,38 % маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію і заліза).

Ізотопи. Кальцій зустрічається у природі як суміші шести ізотопів: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca і 48Ca, серед яких найпоширеніший - 40Ca - становить 96,97 %.

Із шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48Ca, найважчий із шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), як було нещодавно виявлено, відчуває подвійний бета-розпад з періодом напіврозпаду 5,3-1019 років.

У гірських породах та мінералах. Більшість кальцію міститься у складі силікатів і алюмосилікатів різних гірських порід (граніти, гнейси тощо. п.), особливо у польовому шпаті - анортиті Ca.

У вигляді осадових порід сполуки кальцію представлені крейдою та вапняками, що складаються переважно з мінералу кальциту (CaCO3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається у природі набагато рідше.

Досить поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO3, ангідрит CaSO4, алебастр CaSO4·0.5h3O і гіпс CaSO4·2h3O, флюорит CaF2, апатити Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломіт MgCO3·CaCO3. Присутністю солей кальцію та магнію у природній воді визначається її жорсткість.

Кальцій, що енергійно мігрує в земній корі і накопичується в різних геохімічних системах, утворює 385 мінералів (четверте місце за кількістю мінералів).

Міграція у земній корі. У природній міграції кальцію істотну роль відіграє «карбонатна рівновага», пов'язана з оборотною реакцією взаємодії карбонату кальцію з водою та вуглекислим газом з утворенням розчинного гідрокарбонату:

СаСО3 + h3O + CO2 - Са (НСО3)2 - Ca2+ + 2HCO3-

(Рівновага зміщується вліво або вправо в залежності від концентрації вуглекислого газу).

Біогенна міграція. У біосфері сполуки кальцію знаходяться практично у всіх тваринних і рослинних тканинах (див. нижче). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксіапатит Ca5(PO4)3OH, або, в іншому записі, 3Ca3(PO4)2·Са(OH)2 - основа кісткової тканини хребетних, у тому числі людини; з карбонату кальцію CaCO3 складаються раковини та панцирі багатьох безхребетних, яєчна шкаралупа та ін. У живих тканинах людини та тварин 1,4-2 % Са (за масовою часткою); в тілі людини масою 70 кг вміст кальцію - близько 1,7 кг (переважно у складі міжклітинної речовини кісткової тканини).

Отримання

Вільний металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl2 (75-80 %) і KCl або CaCl2 і CaF2, а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 °C:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Фізичні властивості

Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях. До 443 °C стійкий ?-Ca з кубічною гранецентрованою решіткою (параметр а = 0,558 нм), вище стійкий ?-Ca з кубічною об'ємно-центрованою решіткою типу ?-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартна ентальпія?H0 переходу? >? становить 0,93 кДж/моль.

Хімічні властивості

Кальцій - типовий лужноземельний метал. Хімічна активність кальцію висока, але нижче, ніж решти лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з киснем, вуглекислим газом і вологою повітря, через що поверхня металевого кальцію зазвичай тьмяно сіра, тому в лабораторії кальцій зазвичай зберігають, як і інші лужноземельні метали, у щільно закритій банці під шаром гасу або рідкого парафіну.

У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca2+/Ca0 ?2,84, так що кальцій активно реагує з водою, але без запалення:

Ca + 2Н2О = Ca(ОН)2 + Н2^ + Q.

З активними неметалами (киснем, хлором, бромом) кальцій реагує за звичайних умов:

2Са + О2 = 2СаО, Са + Br2 = CaBr2.

При нагріванні на повітрі чи кисні кальцій запалюється. З менш активними неметалами (воднем, бором, вуглецем, кремнієм, азотом, фосфором та іншими) кальцій вступає у взаємодію при нагріванні, наприклад:

Са + Н2 = СаН2, Ca + 6B = CaB6,

3Ca + N2 = Ca3N2, Са + 2С = СаС2,

3Са + 2Р = Са3Р2 (

фосфід кальцію), відомі також фосфіди кальцію складів СаР та СаР5;

2Ca + Si = Ca2Si

(Силіцид кальцію), відомі також силіциди кальцію складів CaSi, Ca3Si4 і CaSi2.

Перебіг зазначених вище реакцій, зазвичай, супроводжується виділенням великої кількості теплоти (тобто ці реакції - екзотермічні). У всіх з'єднаннях з неметалами ступінь окиснення кальцію +2. Більшість сполук кальцію з неметалами легко розкладається водою, наприклад:

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2^,

Ca3N2 + 3Н2О = 3Са(ОН)2 + 2Nh4^.

Іон Ca2+ безбарвний. При внесенні в полум'я розчинних солей кальцію полум'я забарвлюється цегляно-червоний колір.

Такі солі кальцію, як хлорид CaCl2, бромід CaBr2, йодид CaI2 і нітрат Ca(NO3)2, добре розчиняються у воді. Нерозчинні у воді фторид CaF2, карбонат CaCO3, сульфат CaSO4, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 та деякі інші.

Важливе значення має та обставина, що, на відміну від карбонату кальцію СаСО3, кислий карбонат кальцію (гідрокарбонат) Са(НСО3)2 у воді розчинний. У природі це призводить до таких процесів. Коли холодна дощова або річкова вода, насичена вуглекислим газом, проникає під землю та потрапляє на вапняки, то спостерігається їх розчинення:

СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2.

У тих же місцях, де вода, насичена гідрокарбонатом кальцію, виходить на поверхню землі та нагрівається сонячним промінням, протікає зворотна реакція:

Са(НСО3)2 = СаСО3 + СО2^ + Н2О.

Так у природі відбувається перенесення великих мас речовин. В результаті під землею можуть утворитися величезні провали, а в печерах утворюються гарні кам'яні «бурульки» - сталактити та сталагміти.

Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову твердість води. Тимчасової її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і осад випадає СаСО3. Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.

Застосування металевого кальцію

Головне застосування металевого кальцію - це використання його як відновлювача при отриманні металів, особливо нікелю, міді та нержавіючої сталі. Кальцій і його гідрид використовуються також для отримання металів, що важко відновлюються, таких, як хром, торій і уран. Сплави кальцію зі свинцем знаходять застосування в акумуляторних батареях та підшипникових сплавах. Кальцієві гранули також використовуються для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів.

Металотермія

Чистий металевий кальцій широко застосовується у металотермії при отриманні рідкісних металів.

Легування сплавів

Чистий кальцій застосовується для легування свинцю, що йде на виготовлення акумуляторних пластин, стартерних свинцево-кислотних акумуляторів з малим саморозрядом. Також металевий кальцій йде на виробництво якісних кальцієвих бабітів БКА.

Ядерний синтез

Ізотоп 48Ca - найбільш ефективний та вживаний матеріал для виробництва надважких елементів та відкриття нових елементів таблиці Менделєєва. Наприклад, у разі використання іонів 48Ca для отримання надважких елементів на прискорювачах ядра цих елементів утворюються у сотні та тисячі разів ефективніше, ніж при використанні інших «снарядів» (іонів).

Застосування сполук кальцію

гідрид кальцію. Нагріванням кальцію в атмосфері водню отримують Cah3 (гідрид кальцію), що використовується в металургії (металотермії) та при отриманні водню в польових умовах.

Оптичні та лазерні матеріали. Фторид кальцію (флюорит) застосовується у вигляді монокристалів в оптиці (астрономічні об'єктиви, лінзи, призми) та як лазерний матеріал. Вольфрамат кальцію (шееліт) у вигляді монокристалів застосовується в лазерній техніці, а також як сцинтилятор.

Карбід кальцію. Карбід кальцію CaC2 широко застосовується для одержання ацетилену та для відновлення металів, а також при отриманні ціанаміду кальцію (нагріванням карбіду кальцію в азоті при 1200 °C, реакція йде екзотермічно, проводиться в ціанамідних печах).

Хімічні джерела струму Кальцій, а також його сплави з алюмінієм та магнієм використовуються в резервних теплових електричних батареях як анод (наприклад кальцій-хроматний елемент). Хромат кальцію використовується в таких батареях як катод. Особливість таких батарей - надзвичайно довгий термін зберігання (десятиліття) у придатному стані, можливість експлуатації в будь-яких умовах (космос, високі тиски), велика питома енергія за вагою та обсягом. Нестача у недовгому терміні дії. Такі батареї використовуються там, де необхідно на короткий термін створити колосальну електричну потужність (балістичні ракети, деякі космічні апарати тощо).

Вогнетривкі матеріали. Оксид кальцію, як у вільному вигляді, так і у складі керамічних сумішей, застосовується у виробництві вогнетривких матеріалів.

Лікарські засоби. Сполуки кальцію широко застосовують як антигістамінний засіб.

Хлорид кальцію

Глюконат кальцію

Гліцерофосфат кальцію

Крім того, сполуки кальцію вводять до складу препаратів для профілактики остеопорозу, вітамінні комплекси для вагітних і літніх.

Біологічна роль

Кальцій – поширений макроелемент в організмі рослин, тварин та людини. В організмі людини та інших хребетних більша його частина міститься в скелеті та зубах у вигляді фосфатів. З різних форм карбонату кальцію (повістки) складаються скелети більшості груп безхребетних (губки, коралові поліпи, молюски та ін.). Іони кальцію беруть участь у процесах зсідання крові, а також у забезпеченні постійного осмотичного тиску крові. Іони кальцію також служать одним з універсальних вторинних посередників і регулюють різні внутрішньоклітинні процеси - м'язове скорочення, екзоцитоз, в тому числі секрецію гормонів і нейромедіаторів та ін. Концентрація кальцію в цитоплазмі клітин людини становить близько 10?7 моль, в міжклітинних рідинах ?3 моль.

Потреба кальцію залежить від віку. Для дорослих необхідна денна норма становить від 800 до 1000 міліграмів (мг), а для дітей – від 600 до 900 мг, що для дітей дуже важливо через інтенсивне зростання кістяка. Велика частина кальцію, що надходить в організм людини з їжею, міститься в молочних продуктах, кальцій, що залишився, припадає на м'ясо, рибу, і деякі рослинні продукти (особливо багато містять бобові). Всмоктування відбувається як у товстому, так і тонкому кишечнику та полегшується кислим середовищем, вітаміном Д та вітаміном С, лактозою, ненасиченими жирними кислотами. Немаловажна роль магнію в кальцієвому обміні, при його нестачі кальцій «вимивається» з кісток і осаджується в нирках (ниркові камені) та м'язах.

Засвоєнню кальцію перешкоджають аспірин, щавлева кислота, похідні естрогенів. З'єднуючись із щавлевою кислотою, кальцій дає нерозчинні у воді сполуки, які є компонентами каменів у нирках.

Вміст кальцію в крові через велику кількість пов'язаних з ним процесів точно регулюється, і при правильному харчуванні дефіциту не виникає. Тривала відсутність у раціоні може спричинити судоми, біль у суглобах, сонливість, дефекти росту, а також запори. Глибокіший дефіцит призводить до постійних м'язових судом та остеопорозу. Зловживання кавою та алкоголем можуть бути причинами дефіциту кальцію, оскільки частина його виводиться із сечею.

Надлишкові дози кальцію і вітаміну Д можуть викликати гіперкальцемію, після якої слідує інтенсивна кальцифікація кісток і тканин (в основному зачіпає сечовидільну систему). Тривалий надлишок порушує функціонування м'язових та нервових тканин, збільшує згортання крові та зменшує засвоюваність цинку клітинами кісткової тканини. Максимальна добова доза становить для дорослого від 1500 до 1800 міліграм.

Продукти Кальцій, мг/100 г

Кунжут 783

Кропива 713

Просвірник лісовий 505

Подорожник великий 412

Галінсога 372

Сардини в олії 330

Будра плющевидна 289

Шипшина собача 257

Мигдаль 252

Подорожник ланцетоліст. 248

Лісовий горіх 226

Амарант насіння 214

Крес-салат 214

Соя боби сухі 201

Діти до 3 років – 600 мг.

Діти від 4 до 10 років – 800 мг.

Діти від 10 до 13 років – 1000 мг.

Підлітки від 13 до 16 років – 1200 мг.

Молодь від 16 і більше - 1000 мг.

Дорослі від 25 до 50 років – від 800 до 1200 мг.

Вагітні та годуючі грудьми жінки - від 1500 до 2000 мг.

Висновок

Кальцій - одне із найпоширеніших елементів Землі. У природі його дуже багато: із солей кальцію утворені гірські масиви та глинисті породи, він є в морській та річковій воді, входить до складу рослинних та тваринних організмів.

Кальцій постійно оточує городян: майже всі основні будматеріали – бетон, скло, цегла, цемент, вапно – містять цей елемент у значних кількостях.

Природно, що, маючи такі хімічні властивості, кальцій не може перебувати в природі у вільному стані. Натомість сполуки кальцію – і природні та штучні – набули першочергового значення.

Список літератури

1. Редкол.: Кнунянц І. Л. (гл. ред.) Хімічна енциклопедія: в 5 т. - Москва: Радянська енциклопедія, 1990. - Т. 2. - С. 293. - 671 с

2. Доронін. Н. А. Кальцій, Держхіміздат, 1962. 191 стор з іл.

3. Доценко ВА. - лікувально-профілактичне харчування. - Зап. харчування, 2001 - N1-с.21-25

4. Bilezikian J. P. Calcium and bone metabolism // In: K. L. Becker, ed.

www.e-ng.ru

Світ науки

Кальцій – металевий елемент головної підгрупи ІІ групи 4 періоду періодичної системи хімічних елементів. Він належить до сімейства лужноземельних металів. На зовнішньому енергетичному рівні атома кальцію міститься 2 спарені s-електрони.

Які він здатний енергійно віддавати за хімічних взаємодій. Таким чином, Кальцій є відновником і у своїх сполуках має ступінь окислення +2. У природі кальцій зустрічається лише у вигляді солей. Масова частка кальцію в земній корі – 3,6%. Основним природним мінералом кальцію є кальцит CaCO3 та його різновиди - вапняк, крейда, мармур. Існують і живі організми (наприклад, корали), кістяк яких складається з кальцію карбонату. Також важливими мінералами кальцію є доломіт CaCO3 MgCO3, флюорит CaF2, гіпс CaSO4 2h3O, апатит, польовий шпат і т.д. Кальцій відіграє важливу роль у життєдіяльності живих організмів. Масова частка кальцію в організмі людини становить 1,4-2%. Він входить до складу зубів, кісток, інших тканин та органів, бере участь у процесі згортання крові, збуджує серцеву діяльність. Щоб забезпечити організм достатньою кількістю кальцію, слід обов'язково споживати молоко та молочні продукти, зелені овочі, рибу. Проста речовина кальцій – це типовий метал сріблясто-білого кольору. Він досить твердий, пластичний, має щільність 1,54 г/см3 та температуру плавлення 842? Хімічно кальцій дуже активний. За звичайних умов він легко взаємодіє з киснем та вологою повітря, тому його зберігають у герметично закритих судинах. При нагріванні на повітрі кальцій спалахує і утворює оксид: 2Ca + O2 = 2CaO. З хлором і бромом кальцій реагує при нагріванні, а з фтором - навіть на холоді. Продуктами цих реакцій відповідні галогеніди, наприклад: Са + Сl2 = CaСl2. При нагріванні кальцію з сіркою утворюється кальцій сульфід: Ca + S = CaS. Кальцій може реагувати і з іншими неметалами. : Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3.Металевий кальцій широко використовується. Його використовують як розкисник при виготовленні сталей та сплавів, як відновник для одержання деяких тугоплавких металів.

Кальцій одержують електролізом розплаву хлориду кальцію. Таким чином кальцій був вперше отриманий в 1808 Хемфрі Деві.

worldofscience.ru

Історія та походження назви

Назва елемента походить від латів. calx (у родовому відмінку calcis) – «вапно», «м'який камінь». Воно було запропоновано англійським хіміком Гемфрі Деві, який у 1808 р. виділив металевий кальцій електролітичним методом. Деві піддав електролізу суміш вологої гашеної вапна з платиновою пластиною, яка була анодом . Катодом служив платиновий дріт, занурений у рідкий . В результаті електролізу виходила амальгама кальцію. Відігнавши з неї ртуть, Деві отримав метал, названий кальцієм.

Ізотопи

Кальцій зустрічається в природі у вигляді суміші шести ізотопів: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca і 48 Ca, серед яких найпоширеніший - 40 Ca - становить 96,97%. Ядра кальцію містять магічну кількість протонів: Z= 20. Ізотопи 40
20 Ca20
і 48
20 Ca28
є двома з п'яти існуючих у природі двічі магічних ядер.

Із шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48 Ca, найважчий із шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), відчуває подвійний бета-розпад з періодом напіврозпаду (4,39 ± 0,58)⋅10 19 років.

У гірських породах та мінералах

Кальцій, що енергійно мігрує в земній корі і накопичується в різних геохімічних системах, утворює 385 мінералів (четверте місце за кількістю мінералів).

Більшість кальцію міститься у складі силікатів і алюмосилікатів різних гірських порід (граніти, гнейси тощо. п.), особливо у польовому шпаті - анортиті Ca.

Досить поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO 3 , ангідрит CaSO 4 , алебастр CaSO 4 ·0.5H 2 O і гіпс CaSO 4 ·2H 2 O, флюорит CaF 2 , апатити Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), доломіт MgCO 3 ·CaCO 3 . Присутністю солей кальцію та магнію в природній воді визначається її жорсткість.

Осадова порода, що складається в основному зі скритокристалічного кальциту - вапняк (один з його різновидів - крейда). Під впливом регіонального метаморфізму вапняк перетворюється на мармур.

Міграція у земній корі

У природній міграції кальцію істотну роль відіграє «карбонатна рівновага», пов'язана з оборотною реакцією взаємодії карбонату кальцію з водою та вуглекислим газом з утворенням розчинного гідрокарбонату:

(Рівновага зміщується вліво або вправо в залежності від концентрації вуглекислого газу).

Велику роль грає біогенна міграція.

У біосфері

Сполуки кальцію знаходяться практично у всіх тваринних і рослинних тканинах (див. нижче). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксіапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH, або, в іншому записі, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Са(OH) 2 - основа кісткової тканини хребетних, у тому числі людини; з карбонату кальцію CaCO 3 складаються раковини та панцирі багатьох безхребетних, яєчна шкаралупа та ін. У живих тканинах людини та тварин 1,4-2 % Са (за масовою часткою); у тілі людини масою 70 кг вміст кальцію - близько 1,7 кг (переважно у складі міжклітинної речовини кісткової тканини).

Отримання

Вільний металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl 2 (75-80 %) і KCl або CaCl 2 і CaF 2 , а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 °C 4 Ca O + 2 Al → Ca Al 2 O 4 + 3 Ca (\displaystyle (\mathsf (4CaO+2Alrightarrow CaAl_(2)O_(4)+3Ca)))

Фізичні властивості

Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях. До 443 °C стійкий α-Caз кубічними гранецентрованими гратами (параметр а= 0,558 нм), вище стійкий β-Caз кубічною об'ємно-центрованою решіткою типу α-Fe(параметр a= 0,448 нм). Стандартна ентальпія Δ H 0 (\displaystyle \Delta H^(0))переходу α → β становить 0,93 кДж/моль.

При поступовому підвищенні тиску починає виявляти властивості напівпровідника , але стає напівпровідником у сенсі цього терміну (металом теж є). При подальшому підвищенні тиску повертається в металевий стан і починає проявляти надпровідні властивості (температура надпровідності в шість разів вище, ніж у ртуті, і набагато перевершує провідність всі інші елементи). Унікальна поведінка кальцію схожа багато в чому на стронцій (тобто паралелі в періодичній системі зберігаються).

Хімічні властивості

У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca 2+ /Ca 0 −2,84 В так що кальцій активно реагує з водою, але без запалення:

Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову жорсткість води. Часовою її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і осад випадає СаСО 3 . Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.

Застосування

Головне застосування металевого кальцію – це використання його як відновника при отриманні металів, особливо нікелю, міді та нержавіючої сталі. Кальцій і його гідрид використовуються також для отримання металів, що важко відновлюються, таких, як хром , торій і уран . Сплави кальцію зі свинцем застосовують у деяких видах акумуляторних батарей і під час виробництва підшипників. Кальцієві гранули також використовуються для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів. Чистий металевий кальцій широко застосовується в металотермії при отриманні рідкісноземельних елементів.

Кальцій широко застосовується у металургії для розкислення сталі поруч із алюмінієм чи поєднані із нею. Внепічна обробка кальційсодержащими дроти займає провідне положення у зв'язку з багатофакторністю впливу кальцію на фізико-хімічний стан розплаву, макро-і мікроструктури металу, якість і властивості металопродукції і є невід'ємною частиною технології виробництва сталі. У сучасній металургії для введення в розплав кальцію використовується інжекційний дріт, що представляє собою кальцій (іноді силікокальцій або алюмокальцій) у вигляді порошку або пресованого металу в сталевій оболонці. Поряд із розкисленням (видаленням розчиненого в сталі кисню) використання кальцію дозволяє отримати сприятливі за природою, складом і формою неметалеві включення, що не руйнуються в ході подальших технологічних операцій.

Ізотоп 48 Ca - один з ефективних і вживаних матеріалів для надважких елементів і відкриття нових елементів таблиці Менделєєва. Це пов'язано з тим, що кальцій-48 є двічі магічним ядром, тому його стійкість дозволяє йому бути достатньо надлишковим для легкого ядра; при синтезі надважких ядер необхідний надлишок нейтронів.

Біологічна роль

Концентрація кальцію в крові через її важливість для великої кількості життєво важливих процесів точно регулюється, і при правильному харчуванні та достатньому споживанні знежирених молочних продуктів та вітаміну D дефіциту не виникає. Тривалий дефіцит кальцію та/або вітаміну D у дієті призводить до збільшення ризику остеопорозу, а в дитинстві викликає рахіт.

Примітки

1. Твердість по Брінеллю 200-300 МПа
2. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bievre, Manfred Groning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry . – 2013. – Vol. 85, no. 5 . - P. 1047-1078. - DOI :10.1351/PAC-REP-13-03-02.
3. Редкол.: Кнунянц І. Л. (гл. ред.).Хімічна енциклопедія: у 5 т. – Москва: Радянська енциклопедія, 1990. – Т. 2. – С. 293. – 671 с. - 100 000 екз.
4. Riley JP. та Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965.
5. Притиченко B. Systematics of Evaluated Half-lives of Double-beta Decay // Nuclear Data Sheets. - 2014. - Червень (т. 120). - С. 102-105. - ISSN 0090-3752. - DOI: 10.1016/j.nds.2014.07.018.[виправити]
6. Притиченко B. List of Adopted Double Beta (ββ) Decay Values (неопр.) . National Nuclear Data Center, Brookhaven National Laboratory. Перевірено 6 грудня 2015 року.
7. Довідник хіміка / Редкол.: Микільський Б. П. та ін - 2-ге вид., Випр. – М.-Л.: Хімія, 1966. – Т. 1. – 1072 с.
8. Газети. Ру: Елементи під тиском
9. Кальцій // Велика радянська енциклопедія: [30 т.] / гол. ред. А. М. Прохоров. - 3-тє вид. - М.: Радянська енциклопедія, 1969-1978.
10. Дюдкін Д. А., Кисиленко В. В.Вплив різних факторів на засвоєння кальцію з порошкового дроту з комплексним наповнювачем СК40 (рус.) // Електрометалургія: журнал. - 2009. - травень (№ 5). - С. 2-6.
11. Михайлов Г. Г., Чернова Л. А.Термодинамічний аналіз процесів розкислення стали кальцієм та алюмінієм (рус.) // Електрометалургія: журнал. – 2008. – Березень (№ 3). - С. 6-8.
12. Shell Model of Nucleus
13. Institute of Medicine (США) Комітети до Review Dietary Reference Intakes for Vitamin D and Calcium; Ross AC, Taylor CL, Yaktine AL, Del Valle HB, editors (2011).