Історія відкриття кальцію коротко. Кальцій у природі (3,4% у Земній корі)

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.

Хоча кальцій дуже поширений на земній кулі, у вільному стані у природі не зустрічається.

Перш ніж ми дізнаємося, яким чином можна отримати чистий кальцій, познайомимося з природними сполуками кальцію.

Кальцій – метал. У періодичній системі Менделєєва кальцій (Calcium) Ca має атомний номер 20 ірозташований у ІІ групі. Це хімічно активний елемент, він легко взаємодіє із киснем. Має сріблясто-білий колір.

Природні сполуки кальцію

Сполуки кальцію ми зустрічаємо практично всюди.

Вуглекислий кальційабо карбонат кальцію – це найпоширеніша сполука кальцію. Його хімічна формула - СаCO 3. Мармур, крейда, вапняк, черепашник - всі ці речовини містять карбонат кальцію з невеликою кількістю домішок. Зовсім немає домішок у кальциті, формула якого також є СаCO 3 .

Сірчанокислий кальційтакож називають сульфатом кальцію. Хімічна формула сірчанокислого кальцію СаSO 4. Відомий нам мінерал гіпс - це кристалогідрат СаSO 4 · 2Н 2 Про.

Фосфорнокислий кальційабо кальцієва сіль ортофосфорної кислоти. Це матеріал, з якого побудовані кістки людей та тварин. Називається цей мінерал трикальційфосфат Са 3 (РО 4) 2.

Хлористий кальційCaCl 2, або хлорид кальцію, зустрічається в природі у вигляді кристалогідрату СаСl 2 · 6Н 2 O. При нагріванні ця сполука втрачає молекули води.

Фтористий кальцій CaF 2, або фторид кальцію, у природі можна знайти у мінералі флюориті. А чистий кристалічний дифторид кальцію називається плавиковий шпат.

Але не завжди природні сполуки кальцію мають ті властивості, які потрібні людям. Тому людина навчилася штучно перетворювати такі сполуки на інші речовини. Деякі з цих штучних сполук знайомі нам навіть більшою мірою, ніж природні. Приклад – гашене Са(OH) 2 та негашене вапно СаО, які застосовуються людиною дуже давно. Багато будівельних матеріалів, таких як цемент, карбід кальцію, хлорне вапно також містять штучні сполуки кальцію.

Що таке електроліз

Напевно, майже кожен із нас чув про явище, яке називається електролізом. Ми спробуємо дати найпростіший опис цього процесу.

Якщо пропустити електричний ток через водні розчини солей, то результаті хімічних перетворень утворюються нові хімічні речовини. Процеси, що відбуваються в розчині при пропусканні через нього електричного струму, називаються електролізом. Усі ці процеси вивчає наука, що називається електрохімія. Звичайно ж, процес електролізу може проходити тільки в середовищі, яке проводить струм. Водні розчини кислот, основ і солей є таким середовищем. Їх називають електролітами.

У електроліт занурюються електроди. Негативно заряджений електрод називається катодом. Позитивно заряджений електрод називається анодом. При проходженні електричного струму через електроліт відбувається електроліз. В результаті електролізу на електродах осідають складові розчинених речовин. На катоді – позитивно заряджені, аноді – негативні. Але на самих електродах можуть відбуватися вторинні реакції, внаслідок яких утворюється вторинна речовина.

Ми, що з допомогою електролізу хімічні продукти утворюються без застосування хімічних реактивів.

Як отримують кальцій

У промисловості кальцій можна отримати за допомогою електролізу розплавленого хлориду кальцію CaCl2.

CaCl 2 = Ca + Cl 2

У цьому процесі ванна, зроблена їх графіту, є анодом. Ванна міститься в електричну піч. Залізний стрижень, що переміщається по ширині ванни, а також має можливість підніматися та опускатися, є катодом. Електроліт є розплавлений хлористий кальцій, який заливають у ванну. У електроліт опускається катод. Так починається процес електролізу. Під катодом утворюється розплавлений кальцій. Коли катод піднімається, на місці торкання з катодом кальцій застигає. Так поступово в процесі підняття катода відбувається нарощування кальцію у вигляді штанги. Потім кальцієву штангу відбивають від катода.

Вперше чистий кальцій за допомогою електролізу було отримано 1808 р.

Кальцій також одержують з оксидів за допомогою алюмінотермічного відновлення .

4CaO + 2Al -> CaAl 2 O 4 + Ca

При цьому кальцій виходить у вигляді пари. Потім ця пара конденсується.

Кальцій має високу хімічну активність. Саме тому він широко використовується у промисловості для відновлення тугоплавких металів із оксидів, а також у виробництві сталі та чавуну.

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.

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 випалення вапняку) застосовувалися у будівельній справі вже кілька тисячоліть тому. До кінця XVIII століття хіміки вважали вапно простим тілом. В 1789 А. Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія, барит, глинозем і кремнезем - речовини складні.

Знаходження у природі

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

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

Ізотопи

Кальцій зустрічається у природі у вигляді суміші шести ізотопів: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca та 48 Ca, серед яких найпоширеніший – 40 Ca – становить 96,97 %.

Із шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48 Ca, найважчий з шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), як було нещодавно виявлено, відчуває подвійний розпад бета з періодом напіврозпаду 5,3×10 19 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 в основному з мінералу кальциту (CaCO3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається в природі набагато рідше.

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 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:

СаСО 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Са (НСО 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -

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

Велику роль грає біогенна міграція.

У біосфері

З'єднання кальцію знаходяться практично у всіх тварин 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:

4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.

Властивості

Фізичні властивості

Хімічні властивості

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

Ca + 2Н 2 О = Ca(ОН) 2 + Н 2 + Q.

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 СаСО 3 . Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.

Застосування

Застосування металевого кальцію

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 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 48 Ca - найбільш ефективний і вживаний матеріал для виробництва надважких елементів та відкриття нових елементів таблиці Менделєєва. Наприклад, у випадку використання іонів 48 Ca для отримання надважких елементів на прискорювачах ядра цих елементів утворюються в сотні і тисячі разів ефективніше, ніж при використанні інших «снарядів» (іонів). кальцію (нагріванням карбіду кальцію в азоті при 1200 °C, реакція йде екзотермічно, проводиться в ціанамідних печах).

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, високий тиск), 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).

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

Біологічна роль кальцію

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, у 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.

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

Кальцій- Елемент 4-го періоду та ПА-групи Періодичної системи, порядковий номер 20. Електронна формула атома [ 18 Ar]4s 2 , ступеня окислення +2 і 0. Належить до лужноземельних металів. Має низьку електронегативність (1,04), виявляє металеві (основні) властивості. Утворює (як катіон) численні солі та бінарні сполуки. Багато солі кальцію малорозчинні у воді. В природі - шостийпо хімічній поширеності елемент (третій серед металів) знаходиться у зв'язаному вигляді. Життєво важливий елемент для всіх організмів. Нестача кальцію в ґрунті поповнюється внесенням вапняних добрив (СаС03, СаО, ціанамід кальцію CaCN2 та ін.). Кальцій, катіон кальцію та його сполуки забарвлюють полум'я газового пальника у темно-оранжевий колір ( якісне виявлення).

Кальцій Са

Сріблясто-білий метал, м'який, пластичний. У вологому повітрі тьмяніє і покривається плівкою з СаО і Са(ОН) 2 .Дуже реакційноздатний; займається при нагріванні на повітрі, реагує з воднем, хлором, сіркою та графітом:

Відновлює інші метали з їх оксидів (промислово важливий метод кальційтермія):

Отриманнякальцію в промисловості:

Кальцій застосовується видалення домішок неметалів з металевих сплавів, як компонент легких і антифрикційних сплавів, виділення рідкісних металів з їх оксидів.

Оксид кальцію СаО

Основний оксид. Технічна назва негашене вапно. Білий, дуже гігроскопічний. Має іонну будову Ca 2+ O 2- . Тугоплавкий, термічно стійкий, леткий при прожарюванні. Поглинає вологу та вуглекислий газ із повітря. Енергійно реагує з водою (з високим екзо-ефектом), утворює сильно лужний розчин (можливий осад гідроксиду), процес називається гасіння вапна. Реагує з кислотами, оксидами металів та неметалів. Застосовується для синтезу інших сполук кальцію, у виробництві Са(ОН) 2 , СаС 2 та мінеральних добрив, як флюс у металургії, каталізатор в органічному синтезі, компонент в'яжучих матеріалів у будівництві.

Рівняння найважливіших реакцій:

ОтриманняСаО у промисловості- Випалення вапняку (900-1200 ° С):

СаСО3 = СаО + СО2

Гідроксид кальцію Са(ОН) 2

Основний гідроксид. Технічна назва гашене вапно. Білий, гігроскопічний. Має іонну будову Са 2+ (ОН -) 2 . Розкладається при помірному нагріванні. Поглинає вологу та вуглекислий газ із повітря. Малорозчинний у холодній воді (утворюється лужний розчин), ще менше – у киплячій воді. Прозорий розчин (вапняна вода) швидко каламутніє через випадання осаду гідроксиду (суспензію називають вапняне молоко). Якісна реакція на іон Са 2+ - Пропускання вуглекислого газу через вапняну воду з появою осаду СаС0 3 і переходом його в розчин. Реагує з кислотами та кислотними оксидами, вступає в реакції іонного обміну. Застосовується у виробництві скла, білильного вапна, вапняних мінеральних добрив, для каустифікації соди та пом'якшення прісної води, а також для приготування вапняних будівельних розчинів - тістоподібних сумішей (пісок + гашене вапно + вода), службовців сполучним матеріалом. оштукатурювання) стін та інших будівельних цілей. Затвердіння («схоплювання») таких розчинів обумовлено поглинанням вуглекислого газу з повітря.

Кальцій - елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів 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.

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 у 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 - речовини складні.

Отримання

Фізичні властивості

Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях. До 443 °C стійкий α-Ca з кубічною гранецентрованою решіткою (параметр а = 0,558 нм), вище стійкий β-Ca з кубічною об'ємно-центрованою решіткою типу α-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартна ентальпія ΔH 0 переходу α → β становить 0,93 кДж/моль.
При поступовому підвищенні тиску починає проявляти 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

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.