Металевий кальцій взаємодіє із такими речовинами. Кальцій (хімічний елемент)

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

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.

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.

З'єднання кальцію відомі з давніх часів, проте до 17 ст. про їхню природу нічого не знали. Єгипетські будівельні розчини, які використовувалися в пірамідах Гізи, були засновані на частково зневодненому гіпсі CaSO 4 · 2H 2 O. Він є основою всієї штукатурки в гробниці Тутанхамона. Римляни використовували будівельний розчин із піску та вапна (отриманого при нагріванні вапняку CaCO 3): у вологому кліматі Італії він був більш стійкий.

Назва елемента – від латинського calx, calcis – вапно («м'який камінь»). Воно було запропоновано Г.Деві в 1808, який виділив металевий кальцій електролітичним методом. Деві змішував вологу кальцієву "землю" (оксид кальцію CaO) з оксидом ртуті HgO на платиновій пластині, яка була анодом. Катодом служив платиновий дріт, занурений у рідку ртуть. В результаті електролізу виходила амальгама металу, який можна було отримати в чистому вигляді, випаровуючи ртуть.

Кальцій є п'ятим із найпоширеніших у земній корі елементом і третім за поширеністю металом (після алюмінію та заліза). Перед кальцію припадає близько 1,5% від загальної кількості атомів земної кори. У багатьох частинах Землі є значні осадові поклади карбонату кальцію, які утворилися із залишків древніх морських організмів. Вони це з'єднання перебуває, переважно, як мінералів двох типів. Найчастіше зустрічається ромбоедричний кальцит, у теплих морях утворюється орторомбічний арагоніт. Представниками мінералів першого типу є сам кальцит, а також доломіт, мармур, крейда та ісландський шпат. Величезними пластами карбонату кальцію у вигляді арагоніту утворені Багами, острови Флорида-Кіс та басейн Червоного моря. Інші важливі мінерали - гіпс CaSO 4 ·2H 2 O, ангідрит CaSO 4 флюорит CaF 2 і апатит Ca 5 (PO 4) 3 (Cl,OH,F). Значна кількість кальцію знаходиться у природних водах у вигляді гідрокарбонату ( см. ХІМІЯ ГІДРОСФЕРИ). Кальцій міститься й у організмах багатьох тварин. Гідроксоапатит Ca 5 (PO 4) 3 (OH) є основою кісткової тканини хребетних. З карбонату кальцію в основному складаються корали, раковини молюсків, перли, яєчна шкаралупа.

Металевий кальцій отримують електролізом розплавленого хлориду кальцію, який є побічним продуктом у процесі Сольве або утворюється реакції між соляною кислотою і карбонатом кальцію.

Порівняно м'який блискучий метал має блідо-жовте забарвлення. Він хімічно менш активний, ніж інші лужноземельні метали, тому що на повітрі покривається захисною оксидно-нітридною плівкою. Його навіть можна обробляти на токарному верстаті.

Кальцій активно реагує з неметалами. При нагріванні в кисні та на повітрі запалюється. З водою кальцій реагує з виділенням водню та утворенням гідроксиду кальцію. Він розчиняється в рідкому аміаку з утворенням темно-синіх розчинів, з яких при випаровуванні можна отримати блискучий аміакат мідного кольору Са(NH3)6.

Металевий кальцій використовується головним чином як легуюча добавка. Так, введення кальцію підвищує міцність алюмінієвих підшипників. За допомогою кальцію регулюють вміст вуглецю в чавуні та видаляють вісмут із свинцю. Він використовується для очищення сталі від кисню, сірки та фосфору. Його застосовують і для поглинання кисню та азоту, зокрема для видалення домішок азоту з технічного аргону. Він є відновником при виробництві інших металів, таких як хром, цирконій, торій і уран. Наприклад, металевий цирконій можна одержати з його діоксиду: ZrO 2 + 2Ca = Zr + 2CaO. Кальцій також безпосередньо реагує з воднем з утворенням гідриду кальцію СаН 2 який є зручним джерелом водню.

Найбільш важливим галогенідом кальцію є фторид CaF 2 так як у вигляді мінералу (флюорит) він є єдиним промислово важливим джерелом фтору. Білий тугоплавкий фторид кальцію мало розчинний у воді, що використовується у кількісному аналізі.

Хлорид кальцію CaCl 2 також має велике значення. Він є компонентом розсолів для холодильних установок та заповнення шин тракторів та іншого транспорту. За допомогою хлориду кальцію видаляють сніг та лід з доріг та тротуарів. Евтектична суміш CaCl 2 -H 2 O, що містить 30 мас. % CaCl 2 плавиться при –55° С. Ця температура істотно нижча, ніж у разі суміші хлориду натрію з водою, для якої мінімальна температура плавлення становить –18° С. Хлорид кальцію застосовується і для захисту вугілля та руди від замерзання при транспортуванні та зберігання. Його використовують у бетонних сумішах для прискорення початку схоплювання, підвищення початкової та кінцевої міцності бетону. Хлорид кальцію є відходом багатьох хіміко-технологічних процесів, зокрема, великотоннажного виробництва соди. Однак споживання хлориду кальцію значно поступається його виробництву, тому біля содових заводів утворилися цілі озера, наповнені розсолом CaCl 2 . Такі ставки-накопичувачі можна бачити, наприклад, на Донбасі.

Найбільш широке застосування сполук кальцію мають карбонат, оксид і гідроксид. Найпоширеніша форма карбонату кальцію – вапняк. Змішаний карбонат кальцію та магнію носить назву доломіт. Вапняк і доломіт використовуються як будівельні матеріали, дорожні покриття, реагенти, що знижують кислотність грунту. Їх видобувають у всьому світі у величезних кількостях. Карбонат кальцію CaCO 3 є також найважливішим промисловим реагентом, який необхідний для отримання оксиду кальцію (негашеного вапна) CaO і гідроксиду кальцію (гашеного вапна) Ca(OH) 2 .

Оксид і гідроксид кальцію є ключовими речовинами у багатьох галузях хімічної, металургійної та машинобудівної промисловості. Вапно СаО виробляється у величезних кількостях у багатьох країнах і входить до десятки хімічних речовин з максимальним обсягом виробництва.

Великі кількості вапна витрачаються при виробництві сталі, де вона використовується для видалення фосфору, сірки, кремнію та марганцю. У киснево-конверторному процесі на тонну сталі потрібно 75 кг вапна. Вона помітно продовжує життя вогнетривкого облицювання. Вапно використовується також як мастильний матеріал при витягуванні сталевого дроту і нейтралізації відходів травильних рідин, що містять сірчану кислоту. Ще одне застосування у металургії – виробництво магнію.

Вапно – найпоширеніший хімічний реагент для обробки джерел води для пиття та промисловості. Її використовують разом з галуном або солями заліза для коагуляції суспензій та видалення помутніння, а також для пом'якшення води за рахунок видалення тимчасової (гідрокарбонатної) жорсткості ( см. ОЧИСТКА ВОДИ)

Ще одна область застосування вапна – нейтралізація кислотних розчинів та промислових відходів. З її допомогою встановлюють оптимальне значення рН біохімічного окислення стічних вод. Вапно використовують і в газопромивателях для видалення діоксиду сірки та сірководню з газових відходів електростанцій, що працюють на викопному паливі, та печей для плавки металів.

У хімічній промисловості вапно використовується при виробництві карбіду кальцію (для подальшого одержання ацетилену), ціанаміду кальцію та багатьох інших речовин. Важливим споживачем також є скляна промисловість. Найбільш поширене скло містить у своєму складі близько 12% оксиду кальцію. Інсектицид арсенат кальцію, який одержують нейтралізацією миш'якової кислоти вапном, широко використовується для боротьби з бавовняним довгоносиком, яблонною плодожеркою, тютюновим черв'яком, жуком колорадським. Важливими фунгіцидами є вапняно-сульфатні аерозолі та бордоські суміші, які одержують із сульфату міді та гідроксиду кальцію.

Великі кількості гідроксиду кальцію потрібні для целюлозно-паперової промисловості. На паперових підприємствах відпрацьований розчин карбонату натрію обробляють вапном для регенерації каустичної соди (гідроксиду натрію NaOH), що використовується в технологічному процесі. Близько 95% суспензії карбонату кальцію, що утворилася, висушується і знову обпалюється в обертових печах для регенерації оксиду кальцію. Відбілюючі рідини для паперової пульпи, що містять гіпохлорит кальцію, отримують реакцією вапна з хлором.

Виробництво високоякісного паперу потребує використання спеціально обложеного карбонату кальцію. Для цього спочатку обпалюють вапняк і збирають окремо діоксид вуглецю та оксид кальцію. Останній потім обробляють водою і знову переводять у карбонат. Тип кристалів, що утворюються, а також їх розміри і форма залежать від температури, рН, швидкості змішування, концентрацій і присутності добавок. Дрібні кристали (менше 45 мкм) часто покривають жирними кислотами, смолами або речовинами, що змочують. Карбонат кальцію надає паперу яскравості, непрозорості, сприйнятливості до чорнил і гладкості. У вищих концентраціях він нейтралізує сильний глянець, що викликається добавками каоліну, і дає тьмяний матовий відтінок. Такий папір може містити 5-50% (за масою) обложеного карбонату кальцію. СаСО 3 також використовується як наповнювач у гумах, латексах, фарбах та емалях, а також у пластиках (близько 10% за масою) для поліпшення їхньої термостійкості, жорсткості, твердості та оброблюваності.

У побуті та медицині обложений карбонат кальцію застосовується як засіб, що нейтралізує кислоту, м'який абразив у зубних пастах, джерело додаткового кальцію в дієтах, складова частина жувальної гумки та наповнювач у косметиці.

Вапно застосовується і в молочній промисловості. Вапняну воду (насичений розчин гідроксиду кальцію) часто додають до вершків при відділенні їх від цільного молока, щоб знизити їхню кислотність перед пастеризацією та перетворенням на масло. Зняте молоко потім підкислюють, щоб відокремити казеїн, який змішують з вапном для отримання клею казеїнового. Після ферментації знятого молока (сироватки), що залишилося, до нього додають вапно, щоб виділити лактат кальцію, який використовують у медицині або як сировину для подальшого отримання молочної кислоти. Виробництво цукру також пов'язане з використанням вапна. Для осадження сахарату кальцію, який очищають від фосфатних і органічних забруднень, проводять реакцію сирого цукрового сиропу з вапном. Подальша дія діоксиду вуглецю призводить до утворення нерозчинного карбонату кальцію та очищеної розчинної сахарози. Цикл повторюють кілька разів. Тростинний цукор зазвичай вимагає близько 3–5 кг вапна на тонну, а буряковий цукор – у сто разів більше, тобто близько 1/2 тонни вапна на тонну цукру.

Можна відзначити також приватну сферу застосування карбонату кальцію у вигляді перламутру. Це матеріал, утворений тонкими шарами карбонату кальцію у формі арагоніту, з'єднаними білковим клеєм. Після полірування він переливається всіма кольорами веселки і стає декоративним, дуже міцним, хоча на 95% складається з карбонату кальцію.

Сульфат кальцію зазвичай існує у вигляді дигідрату (гіпс), хоча видобувають безводний сульфат кальцію (ангідрит). Відомий також алебастр - компактна, масивна, дрібнозерниста форма CaSO 4 · 2H 2 O, що нагадує мармур. Якщо гіпс прожарити при 150-165 °С, він втрачає приблизно 2/3 кристалізаційної води і утворює напівгідрат CaSO 4 ·0,5H 2 O, відомий також як будівельний алебастр, або паризька штукатурка (так як його спочатку отримували з гіпсу, здобутого на Монмартрі). Нагрівання при вищій температурі призводить до утворення різних безводних форм.

Хоча гіпс видобувають не в таких кількостях, як вапняк, він залишається промислово важливим матеріалом. Майже весь прожарений гіпс (95%) використовується для виробництва напівфабрикатів – в основному стінових панелей, а решта – у промислових та будівельних штукатурках. Поглинаючи воду, напівгідрат трохи розширюється (на 0,2-0,3%), і це головне при його використанні для ліпнини та штукатурки. Застосовуючи добавки, можна змінювати рівень його розширення в межах 0,03–1,2%.

Для кальцію не дуже характерне утворення комплексних сполук. Кисневмісні комплекси, наприклад, з ЕДТА або поліфосфатами, мають велике значення в аналітичній хімії та для видалення іонів кальцію з жорсткої води.

Кальцій належить до макроелементів. Його вміст в організмі дорослої людини (з розрахунку на масу 65 кг) становить 1,3 кг. Він необхідний для формування кісток та зубів, підтримки серцевого ритму та згортання крові. Основним джерелом надходження кальцію в організм є молоко і молочні продукти. Добова потреба становить 0,8 г на добу. Всмоктування катіонів кальцію сприяють молочна та лимонна кислоти, у той час як фосфат-іон, оксалат-іон та фітинова кислота ускладнюють всмоктування кальцію через утворення комплексів та малорозчинних солей. В організмі є складна система зберігання та вивільнення кальцію.

Використання кальцію як будівельний матеріал кісток і зубів пов'язане з тим, що іони кальцію не використовуються в клітині. Концентрацію кальцію контролюють особливі гормони, їх спільна дія зберігає та підтримує структуру кісток.

Передбачається, що іони кальцію, зв'язуючись з мембраною нерва, впливають її проникність інших катіонів. Вочевидь, він замінює іони магнію і цим активує деякі ферменти. Надходження іонів кальцію може бути пов'язане із внесенням фосфату, який тому називають переносником кальцію.

Встановлено, що регулятором іонів кальцію у різних типах м'язів є саркоплазматичний ретикулум (СР). Іони кальцію накопичуються в кальцієзв'язуючих білках, наприклад в кальсеквестрині. Останній зв'язує приблизно 43 іони Са 2+ на моль білка. М'язове скорочення пов'язане зі звільненням іонів кальцію із СР та його зв'язуванням на активних центрах м'язових волокон. Концентрація іонів кальцію в саркоплазмі за кілька мілісекунд підвищується у 100 разів. Вимушене закінчення іонів Са 2+ із СР відбувається дуже швидко. Безпосередньо після звільнення іонів кальцію СР починає накачувати їх назад. Скорочення м'язів виникає в результаті появи нервового імпульсу в руховому нерві, що закінчується в м'язовому волокні, що викликає вивільнення іонів кальцію з його запасів.

Механізм згортання крові є каскадним процесом, багато етапів якого залежить від присутності іонів кальцію, які активують відповідні ферменти.

Накопичення кальцію є характерною особливістю зростання кісток зубів, раковин та інших подібних структур. З іншого боку, підвищення вмісту кальцію в нетипових ділянках призводить до утворення каменів, остеоартриту, катарактів та артеріальних порушень.

Олена Савінкіна

Загальні відомості та методи отримання

Кальцій (Са) – сріблясто-білий метал. Відкритий англійським хіміком Деві у 1808 р., проте у чистому вигляді отриманий лише у 1855 р. Бунзеном та Матісеном шляхом електролізу розплавленого хлористого кальцію. Промисловий спосіб отримання кальцію розроблений Зутером і Ред-лихом в 1896 на заводі Ратенау (Німеччина). У 1904 р. в Біттерфель де почав працювати перший завод з отримання кальцію.

Свою назву елемент отримав від латинського calx (calcis) – вапно.

У вільному стані у природі не зустрічається. Входить до складу осадових та метаморфічних порід. Найчастіше зустрічаються карбонатні породи (вапняк, крейда). Крім того, кальцій міститься в багатьох мінералах: гіпсі, кальцит, доломіт, мармур і ін.

У вапняку присутні не менше 40% вуглекислого кальцію, у кальциті – 56% СаО, у доломіті – 30,4% СаО, у гіпсі – 32,5% СаО. Кальцій міститься у ґрунті та морській воді (0,042 %).

Металевий кальцій та його сплави отримують електролітичним та металотермічних способами. Електролітичні методи засновані на електролізі розплавленого хлористого кальцію. Виходить метал містить СаС1 2 тому його переплавляють, а для отримання високочистого кальцію переганяють. Обидва процеси проводять у вакуумі.

Кальцій одержують також методом алюмінотермічного відновлення у вакуумі, а також термічною дисоціацією карбіду кальцію.

Фізичні властивості

Атомні властивості. Атомний номер 20, атомна маса 40,08 а. е. м., атомний об'єм 26,20 10 _6 м 3 /моль, атомний радіус 0,197 нм, іонний радіус (Са 2+) 0,104 нм Конфігурація зовнішніх електронних оболонок Зр е 4А 2 . Значення потенціалів іонізації атомів/(еВ): 6,111; 11,87; 51,21. Електронегативність 1,0. Кристалічні грати р. ц. к. з періодом а = 0,556 нм (координаційне число 12), що переходить близько 460 ° С гексагональну з а = 0,448 нм (координаційне число 6; 6). Енергія кристалічних ґрат 194,1 мкДж/кмоль.

Природний кальцій складається із суміші шести стабільних ізотопів (40 Са, 42 Са, 43 Ca, 44 Са, 46 Са, 48 Са), з яких найбільш поширений 40 Са (96,97 %). Інші ізотопи (39 Са, "Са, 45 Са, 47 Са і 49 Са) мають радіоактивні властивості і можуть бути отримані мистецтвом шляхом.

Ефективний поперечний переріз захвату теплових нейтронів 0,44*10 -28 м 2 . Робота виходу електронів порівн = 2,70-н 2,80 еВ. Робота виходу електронів для грані (100) монокристалу 2,55 еВ.

Густина. Щільність кальцію при 20 ° С р = 1,540 Мг/м 3 а при 480 ° С 1,520 Мг / м 3 рідкого (865 ° С) 1365 Мг / м 3 .

Хімічні властивості

Нормальний електродний потенціал реакції Са-2е^=Са 2 + ср=-2,84 В. У сполуках виявляє ступінь окиснення +2.

Кальцій - хімічно дуже активний елемент, що витісняє майже всі метали з їх оксидів, сульфідів та галогенідів. Повільно взаємодіє з холодною водою, при цьому виділяється водень, у гарячій ЗВде утворюється гідроксид. З сухим повітрям при кімнатній температурі кальцій не реагує, при нагріванні до 300 ° С і вище сильно окислюється, а при подальшому нагріванні, особливо в присутності кисню, запалюється, утворюючи СаО; теплота освіти АЯ 0 йр = = 635,13 кДж/моль.

При взаємодії з воднем при 300-400 ° С утворюється гідрид кальцію СаН 2 (ДЯ 0 бр = 192,1 кДж/моль), з киснем міцне ч. високотемпературне з'єднання СаО. З фосфором кальцій утворює стійку і міцну сполуку Са 3 Р 2 , а з вуглецем - карбід СаС 2 . З фтором, хлором, бромом і йодом взаємодіє, утворюючи CaF 2 Са2 2 СаВг 2 Са1 2 . При нагріванні кальції з сіркою утворюється сульфід CaS , з кремнієм - силіциди Ca 2 Si , CaSi та CaSi 2 .

Концентрована азотна кислота та концентрований розчин NaOH слабо взаємодіють з кальцієм, а розведена азотна кислота бурхливо. У міцній сірчаній кислоті кальцій покривається захисною плівкою CaS 0 4 яка перешкоджає подальшій взаємодії; розведена H 2 S 0 4 діє слабо, розведена соляна кислота сильно.

З більшістю металів кальцій взаємодіє, утворюючи тверді розчини та хімічні сполуки.

Нормальний електронний потенціал ф0 = -2,84 В. Електрохімічний еквівалент 0,20767 мг/Кл.

Технологічні властивості

Завдяки високій пластичності кальцію його можна піддавати обробці тиском всіх видів. При 200-460 ° С він добре пресується, прокочується в листи, кується, з нього легко одержують дріт та інші напівфабрикати. Кальцій добре обробляється різанням (обточування на токарному, свердлильному та інших верстатах).

Області застосування

Застосування металевого кальцію обумовлено його високою хімічною активністю. Оскільки при підвищеній температурі кальцій може енергійно з'єднуватися з усіма газами, крім інертних, його використовують для промислового очищення аргону і гелію, а також газопоглинача у високовакуумних приладах, наприклад електронних трубках і т. д.

У металургії кальцій використовують як розкислювач і де-сульфуратор сталі; при очищенні свинцю та олова від вісмуту та сурми; як відновник при отриманні тугоплавких рідкісних металів, що мають високу спорідненість до кисню (цирконію, титану, танталу, ніобію, торію, урану та ін.); як легуюча добавка до свинцево-кальцієвих бабітів для підвищення їх механічних та антифрикційних властивостей.

Сплав свинцю з 0,04% Са має підвищену твердість порівняно з чистим свинцем. Невеликі добавки (0,1%) кальцію підвищують стійкість до повзучості. Сплав кальцію (до 70%) з цинком використовується для виготовлення пінобетону.

Широко застосовуються лігатури кальцію з кремнієм та марганцем, з алюмінієм та кремнієм як розкислювачі та добавки у виробництві легких сплавів.

Присадка кальційлітієвих лігатур у незначних кількостях до сплавів на основі заліза (чавуну, вуглецевим і спеціальним сталям) збільшує їх рідину і помітно підвищує твердість і тимчасовий опір.

Широке застосування набули сполуки кальцію. Так, оксид кальцію використовують у скляному виробництві, для футерування печей, отримання гашеного вапна. Гідросульфіт кальцію застосовують у виробництві штучного волокна та для очищення кам'яновугільного газу.

Хлорне вапно використовується як відбілюючий засіб у текстильній та целюлозно-паперовій промисловості, а також як дезінфікуючий засіб. Пероксид кальцію йде на приготування гігієнічних і косметичних препаратів, а також зубних паст. видалення волосяного покриву шкіри.Сполуки кальцію з миш'яком отруйні і небезпечні.Їх використовують для знищення шкідників сільського господарства.Сполуки кальцію з фосфором і ціанаміди кальцію служать для отримання добрив (суперфосфат, азотисті добрива та ін.) Широко застосовуються мінери вапняк, доломіт і т.д.

Історія кальцію

Кальцій був відкритий в 1808 році Хемфрі Деві, який шляхом електролізу гашеного вапна і оксиду ртуті отримав амальгаму кальцію, в результаті процесу вигонки ртуті з якої і залишився метал, що отримав назву кальцію.Латиною вапнозвучить як calx, саме ця назва була обрана англійським хіміком для відкритої речовини.

Кальцій є елементом головної підгрупи ІІ групи IV періоду періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва має атомний номер 20 і атомну масу 40,08. Прийняте позначення – Ca (від латинського – Calcium).

Фізичні та хімічні властивості

Кальцій є хімічно активним м'яким лужним металом сріблясто-білого кольору. Через взаємодію з киснем і вуглекислим газом поверхня металу тьмяніє, тому кальцій потребує особливого режиму зберігання - обов'язково щільно закрита ємність, в якій метал заливають шаром рідкого парафіну або гасу.

Кальцій - найбільш відомий з необхідних людині мікроелементів, добова потреба у ньому становить від 700 до 1500 мг для здорової дорослої людини, але вона збільшується під час вагітності та лактації, це потрібно враховувати та отримувати кальцій у вигляді препаратів.

Знаходження у природі

Кальцій має дуже високу хімічну активність, тому у вільному (чистому) вигляді не зустрічається у природі. Тим не менш, є п'ятим за поширеністю в земній корі, у вигляді сполук є в осадових (вапняк, крейда) та гірських породах (граніт), багато кальцію містить польовий шпат анорит.

У живих організмах поширений досить широко, його наявність виявлено в рослинах, організмах тварин і людини, де він присутній, в основному, у складі зубів та кісткової тканини.

Засвоюваність кальцію

Перешкодою для нормального засвоєння кальцію з харчових продуктів є вживання в їжу вуглеводів у вигляді солодощів та лугів, що нейтралізують соляну кислоту шлунка, необхідну для розчинення кальцію. Процес засвоєння кальцію досить складний, тому іноді недостатньо отримувати його тільки з їжею, потрібний додатковий прийом мікроелемента.

Взаємодія з іншими

Для поліпшення всмоктування кальцію в кишечнику необхідний, який має властивість полегшувати процес засвоєння кальцію. При прийомі кальцію (у вигляді добавок) в процесі їжі відбувається блокування всмоктування, але прийом препаратів кальцію окремо від їжі не впливає на цей процес.

Майже весь кальцій організму (від 1 до 1,5 кг) знаходиться у кістках та зубах. Кальцій бере участь у процесах збудливості нервової тканини, скоротливості м'язів, процесах згортання крові, входить до складу ядра і мембран клітин, клітинних і тканинних рідин, має антиалергічну та протизапальну дію, запобігає ацидозу, активує ряд ферментів і гормонів. Кальцій також бере участь у регуляції проникності клітинних мембран, має дію, протилежну.

Ознаки нестачі кальцію

Ознаками нестачі кальцію в організмі є такі, на перший погляд, не пов'язані між собою симптоми:

знервованість, погіршення настрою;
прискорене серцебиття;
судоми, оніміння кінцівок;
уповільнення зростання та дітей;
підвищений артеріальний тиск;
розшарування та ламкість нігтів;
біль у суглобах, зниження «больового порога»;
рясні менструації.

Причини нестачі кальцію

Причинами нестачі кальцію можуть бути незбалансовані дієти (особливо голодування), низький вміст кальцію в їжі, куріння та захоплення кавою та кофеїнсодержащими напоями, дисбактеріоз, хвороби нирок, щитовидної залози, вагітність, періоди лактації та менопаузи.

Надлишок кальцію, який може виникнути при надмірному вживанні молочних продуктів або неконтрольованому прийомі препаратів, характеризується сильною спрагою, нудотою, блюванням, втратою апетиту, слабкістю та посиленим сечовиділенням.

Застосування кальцію у житті

Кальцій знайшов застосування в металотермічному одержанні урану, у вигляді природних сполук використовується як сировина для виробництва гіпсу та цемент, як засіб дезінфекції (усім відома) хлорка).

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

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.