Senatnē cilvēki celtniecībā izmantoja kalcija savienojumus. Pamatā tas bija akmeņos atrastais kalcija karbonāts vai tā sadedzināšanas produkts – kaļķis. Tika izmantots arī marmors un apmetums. Iepriekš zinātnieki uzskatīja, ka kaļķis, kas ir kalcija oksīds, ir vienkārša viela. Šis nepareizs priekšstats pastāvēja līdz 18. gadsimta beigām, līdz Antuāns Lavuazjē izteica savus pieņēmumus par šo vielu.
Kaļķu ieguve19. gadsimta sākumā angļu zinātnieks Hamfrijs Deivijs atklāja kalciju tīrā veidā, izmantojot elektrolīzi. Turklāt viņš saņēma kalcija amalgamu no dzēstiem kaļķiem un dzīvsudraba oksīda. Pēc tam, destilējot dzīvsudrabu, viņš ieguva metālisku kalciju.
Kalcija reakcija ar ūdeni notiek vardarbīgi, bet to nepavada uguns. Pateicoties bagātīgai ūdeņraža izdalīšanai, kalcija plāksne pārvietosies pa ūdeni. Veidojas arī viela - kalcija hidroksīds. Ja šķidrumam pievieno fenolftaleīnu, tas iegūs koši tumšsarkanu krāsu - tāpēc Ca(OH)₂ ir bāze.
Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂↓ + H₂
Kalcija reakcija ar skābekli
Ca un O₂ reakcija ir ļoti interesanta, taču eksperimentu nevar veikt mājās, jo tas ir ļoti bīstams.
Apskatīsim kalcija reakciju ar skābekli, proti, šīs vielas sadegšanu gaisā.
Uzmanību! Nemēģiniet šo pieredzi atkārtot pats! jūs atradīsit drošus ķīmijas eksperimentus, ko varat veikt mājās.
Par skābekļa avotu ņemsim kālija nitrātu KNO₃. Ja kalcijs tika uzglabāts petrolejas šķidrumā, tad pirms eksperimenta tas jānotīra, izmantojot degli, turot virs liesmas. Pēc tam kalciju iemērc KNO₃ pulverī. Tad kalcijs ar kālija nitrātu jāievieto degļa liesmā. Notiek kālija nitrāta sadalīšanās reakcija kālija nitrītā un skābeklī. Atbrīvotais skābeklis aizdedzina kalciju, un liesma kļūst sarkana.
KNO₃ → KNO₂ + O₂
2Ca + O₂ → 2CaO
Ir vērts atzīmēt, ka kalcijs reaģē ar dažiem elementiem tikai sildot, tie ietver: sēru, boru, slāpekli un citus.
Kalcijs ir D. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskās sistēmas otrās grupas galvenās apakšgrupas elements ar atomskaitli 20. To apzīmē ar simbolu Ca (lat. Kalcijs). Vienkāršā viela kalcijs ir mīksts, ķīmiski aktīvs sārmzemju metāls sudrabaini baltā krāsā.
Kalcijs vidēDabā tā ir ļoti daudz: no kalcija sāļiem veidojas kalnu grēdas un māla ieži, tas ir sastopams jūras un upju ūdeņos, ir daļa no augu un dzīvnieku organismiem. Kalcijs veido 3,38% no zemes garozas masas (5. vietā pēc skābekļa, silīcija, alumīnija un dzelzs).
Kalcija izotopiKalcijs dabā sastopams kā sešu izotopu maisījums: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca un 48 Ca, starp kuriem visizplatītākais - 40 Ca - ir 96,97%.
No sešiem dabiskajiem kalcija izotopiem pieci ir stabili. Sestais izotops 48 Ca, smagākais no sešiem un ļoti reti sastopams (tā izotopu daudzums ir tikai 0,187%), nesen tika atklāts, ka tajā notiek dubultā beta sadalīšanās ar pussabrukšanas periodu 5,3 x 10 19 gadi.
Kalcija saturs akmeņos un minerālosLielāko daļu kalcija satur dažādu iežu (granīti, gneisi u.c.) silikāti un aluminosilikāti, īpaši laukšpats – Ca anortīts.
Nogulumiežu veidā kalcija savienojumus attēlo krīts un kaļķakmeņi, kas galvenokārt sastāv no minerālā kalcīta (CaCO 3). Kalcīta kristāliskā forma – marmors – dabā sastopama daudz retāk.
Kalcija minerāli, piemēram, kalcīts CaCO 3, anhidrīts CaSO 4, alabastrs CaSO 4 ·0,5H 2 O un ģipsis CaSO 4 · 2H 2 O, fluorīts CaF 2, apatīti Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), dolomīts MgCO 3 · CaCO 3. Kalcija un magnija sāļu klātbūtne dabīgajā ūdenī nosaka tā cietību.
Kalcijs, enerģiski migrējot zemes garozā un uzkrājoties dažādās ģeoķīmiskajās sistēmās, veido 385 minerālus (ceturtais lielākais minerālu skaits).
Kalcija migrācija zemes garozāKalcija dabiskajā migrācijā nozīmīgu lomu spēlē “karbonāta līdzsvars”, kas saistīts ar kalcija karbonāta mijiedarbības ar ūdeni un oglekļa dioksīdu atgriezenisku reakciju, veidojot šķīstošu bikarbonātu:
CaCO 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Ca (HCO 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -
(līdzsvars mainās pa kreisi vai pa labi atkarībā no oglekļa dioksīda koncentrācijas).
Biogēnajai migrācijai ir milzīga loma.
Kalcija saturs biosfērāKalcija savienojumi ir atrodami gandrīz visos dzīvnieku un augu audos (skatīt arī zemāk). Ievērojams kalcija daudzums ir atrodams dzīvos organismos. Tādējādi hidroksilapatīts Ca 5 (PO 4) 3 OH vai citā ierakstā 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca(OH) 2 ir mugurkaulnieku, tostarp cilvēku, kaulu audu pamats; Daudzu bezmugurkaulnieku čaumalas un čaumalas, olu čaumalas u.c. ir izgatavotas no kalcija karbonāta CaCO 3. Cilvēku un dzīvnieku dzīvajos audos ir 1,4-2% Ca (pēc masas daļas); cilvēka organismā, kas sver 70 kg, kalcija saturs ir aptuveni 1,7 kg (galvenokārt kaulu audu starpšūnu vielā).
Kalcija iegūšanaPirmo reizi kalciju Davy ieguva 1808. gadā, izmantojot elektrolīzi. Bet, tāpat kā citus sārmu un sārmzemju metālus, elementu Nr. 20 nevar iegūt ar elektrolīzi no ūdens šķīdumiem. Kalcijs tiek iegūts tā izkausēto sāļu elektrolīzē.
Tas ir sarežģīts un energoietilpīgs process. Kalcija hlorīdu izkausē elektrolizatorā, pievienojot citus sāļus (tie ir nepieciešami, lai pazeminātu CaCl 2 kušanas temperatūru).
Tērauda katods pieskaras tikai elektrolīta virsmai; izdalītais kalcijs pielīp un sacietē uz tā. Atbrīvojoties kalcijam, katods pakāpeniski tiek pacelts un galu galā tiek iegūts 50...60 cm garš kalcija “stienis”, kas tiek izņemts, nosists no tērauda katoda un process sākas no jauna. “Pieskāriena metode” rada kalciju, kas ir stipri piesārņots ar kalcija hlorīdu, dzelzi, alumīniju un nātriju. To attīra, kausējot argona atmosfērā.
Ja tērauda katodu aizstāj ar katodu, kas izgatavots no metāla, kuru var leģēt ar kalciju, tad elektrolīzes laikā tiks iegūts attiecīgais sakausējums. Atkarībā no mērķa to var izmantot kā sakausējumu, vai arī tīru kalciju var iegūt, destilējot vakuumā. Tādā veidā tiek iegūti kalcija sakausējumi ar cinku, svinu un varu.
Vēl vienu kalcija iegūšanas metodi - metalotermisko - tālajā 1865. gadā teorētiski pamatoja slavenais krievu ķīmiķis N.N. Beketovs. Kalcijs tiek reducēts ar alumīniju tikai 0,01 mmHg spiedienā. Procesa temperatūra 1100...1200°C. Kalcijs tiek iegūts tvaika veidā, kas pēc tam tiek kondensēts.
Pēdējos gados ir izstrādāta cita elementa iegūšanas metode. Tā pamatā ir kalcija karbīda termiskā disociācija: karbīds, kas karsēts vakuumā līdz 1750°C, sadalās, veidojot kalcija tvaikus un cietu grafītu.
Kalcija fizikālās īpašībasKalcija metāls pastāv divās allotropās modifikācijās. Līdz 443 °C α-Ca ar kubisku seju centrētu režģi (parametrs a = 0,558 nm) ir stabils; β-Ca ar kubisku ķermeni centrētu α-Fe tipa režģi (parametrs a = 0,448 nm) ir stabils. stabilāks. Standarta entalpija Δ H 0 pāreja α → β ir 0,93 kJ/mol.
Pakāpeniski palielinoties spiedienam, tas sāk parādīt pusvadītāja īpašības, bet nekļūst par pusvadītāju vārda pilnā nozīmē (tas arī vairs nav metāls). Turpinot palielināt spiedienu, tas atgriežas metāliskā stāvoklī un sāk izrādīt supravadītspējas īpašības (supravadītspējas temperatūra ir sešas reizes augstāka nekā dzīvsudraba temperatūra un ievērojami pārsniedz visus pārējos vadītspējas elementus). Kalcija unikālā uzvedība daudzējādā ziņā ir līdzīga stroncijam.
Neskatoties uz elementa visuresamību, pat ķīmiķi ne visi ir redzējuši elementāro kalciju. Bet šis metāls gan pēc izskata, gan uzvedības pilnīgi atšķiras no sārmu metāliem, kuru saskare ir saistīta ar ugunsgrēkiem un apdegumiem. To var droši uzglabāt gaisā, tas neaizdegas no ūdens. Elementārā kalcija mehāniskās īpašības nepadara to par “melno aitu” metālu saimē: kalcijs daudzus no tiem pārspēj stiprības un cietības ziņā; to var virpot uz virpas, ievilkt stieplē, kalt, presēt.
Un tomēr elementārais kalcijs gandrīz nekad netiek izmantots kā strukturāls materiāls. Viņš tam ir pārāk aktīvs. Kalcijs viegli reaģē ar skābekli, sēru un halogēniem. Pat ar slāpekli un ūdeņradi noteiktos apstākļos tas reaģē. Oglekļa oksīdu vide, kas ir inerta lielākajai daļai metālu, ir agresīva pret kalciju. Tas deg CO un CO 2 atmosfērā.
Protams, kam ir šādas ķīmiskās īpašības, kalcijs nevar pastāvēt dabā brīvā stāvoklī. Bet kalcija savienojumi - gan dabiskie, gan mākslīgie - ir ieguvuši ārkārtīgi lielu nozīmi.
Kalcija ķīmiskās īpašībasKalcijs ir tipisks sārmzemju metāls. Kalcija ķīmiskā aktivitāte ir augsta, bet zemāka nekā visiem citiem sārmzemju metāliem. Tas viegli reaģē ar skābekli, oglekļa dioksīdu un mitrumu gaisā, tāpēc kalcija metāla virsma parasti ir blāvi pelēka, tāpēc laboratorijā kalcijs parasti tiek uzglabāts, tāpat kā citi sārmzemju metāli, cieši noslēgtā burkā zem slāņa. petrolejas vai šķidrā parafīna.
Standarta potenciālu sērijā kalcijs atrodas pa kreisi no ūdeņraža. Ca 2+ /Ca 0 pāra standarta elektrodu potenciāls ir –2,84 V, tāpēc kalcijs aktīvi reaģē ar ūdeni, bet bez aizdegšanās:
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 + Q.
Normālos apstākļos kalcijs reaģē ar aktīviem nemetāliem (skābekli, hloru, bromu):
2Ca + O 2 = 2CaO, Ca + Br 2 = CaBr 2.
Sildot gaisā vai skābeklī, kalcijs aizdegas. Kalcijs karsējot reaģē ar mazāk aktīviem nemetāliem (ūdeņradi, boru, oglekli, silīciju, slāpekli, fosforu un citiem), piemēram:
Ca + H 2 = CaH 2, Ca + 6B = CaB 6,
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2, Ca + 2C = CaC 2,
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (kalcija fosfīds), zināmi arī kalcija fosfīdi sastāvos CaP un CaP 5;
2Ca + Si = Ca 2 Si (kalcija silicīds), ir zināmi arī kalcija silicīdi ar sastāvu CaSi, Ca 3 Si 4 un CaSi 2.
Iepriekš minēto reakciju rašanos, kā likums, pavada liela siltuma daudzuma izdalīšanās (tas ir, šīs reakcijas ir eksotermiskas). Visos savienojumos ar nemetāliem kalcija oksidācijas pakāpe ir +2. Lielāko daļu kalcija savienojumu ar nemetāliem viegli sadala ūdens, piemēram:
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2,
Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.
Ca 2+ jons ir bezkrāsains. Kad liesmai pievieno šķīstošos kalcija sāļus, liesma kļūst ķieģeļsarkana.
Kalcija sāļi, piemēram, CaCl 2 hlorīds, CaBr 2 bromīds, CaI 2 jodīds un Ca(NO 3) 2 nitrāts, labi šķīst ūdenī. Ūdenī nešķīst CaF 2 fluorīds, CaCO 3 karbonāts, CaSO 4 sulfāts, Ca 3 (PO 4) 2 ortofosfāts, CaC 2 O 4 oksalāts un daži citi.
Ir svarīgi, lai atšķirībā no kalcija karbonāta CaCO 3 skābais kalcija karbonāts (bikarbonāts) Ca(HCO 3) 2 šķīst ūdenī. Dabā tas noved pie šādiem procesiem. Kad auksts lietus vai upes ūdens, kas piesātināts ar oglekļa dioksīdu, iekļūst pazemē un nokrīt uz kaļķakmens, tiek novērota to izšķīšana:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2.
Tajās pašās vietās, kur ūdens, kas piesātināts ar kalcija bikarbonātu, nonāk uz zemes virsmas un tiek uzkarsēts ar saules stariem, notiek apgriezta reakcija:
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Tā dabā tiek pārnestas lielas vielu masas. Rezultātā pazemē var veidoties milzīgas spraugas, un alās veidojas skaistas akmens “lāstekas” – stalaktīti un stalagmīti.
Izšķīdušā kalcija bikarbonāta klātbūtne ūdenī lielā mērā nosaka ūdens pagaidu cietību. To sauc par pagaidu, jo, ūdenim vāroties, sadalās bikarbonāts un izgulsnējas CaCO 3. Šī parādība, piemēram, noved pie tā, ka laika gaitā tējkannā veidojas katlakmens.
Pieteikums kalcijsVēl nesen kalcija metāls gandrīz neizmantoja. ASV, piemēram, pirms Otrā pasaules kara gadā patērēja tikai 10...25 tonnas kalcija, Vācija - 5...10 tonnas.Bet jaunu tehnoloģiju jomu attīstībai nepieciešami daudzi reti un ugunsizturīgi metāli. . Izrādījās, ka daudziem no tiem kalcijs ir ļoti ērts un aktīvs reducētājs, un elementu sāka izmantot torija, vanādija, cirkonija, berilija, niobija, urāna, tantala un citu ugunsizturīgo metālu ražošanā. Tīrs metālisks kalcijs tiek plaši izmantots metalotermijā retu metālu ražošanai.
Tīrs kalcijs tiek izmantots, lai leģētu svinu, ko izmanto akumulatoru plākšņu un bezapkopes startera svina-skābes akumulatoru ar zemu pašizlādi. Arī metāliskais kalcijs tiek izmantots augstas kvalitātes kalcija babbits BKA ražošanai.
Kalcija metāla pielietojumiKalcija metālu galvenokārt izmanto kā reducētāju metālu, īpaši niķeļa, vara un nerūsējošā tērauda ražošanā. Kalciju un tā hidrīdu izmanto arī grūti reducējamu metālu, piemēram, hroma, torija un urāna, ražošanai. Kalcija-svina sakausējumi tiek izmantoti akumulatoros un gultņu sakausējumos. Kalcija granulas izmanto arī, lai noņemtu gaisa pēdas no vakuuma ierīcēm.
Dabīgais krīts pulvera veidā ir iekļauts metālu pulēšanas kompozīcijās. Bet jūs nevarat tīrīt zobus ar dabīgo krīta pulveri, jo tajā ir čaumalu atliekas un mazu dzīvnieku čaumalas, kas ir ārkārtīgi cietas un iznīcina zobu emalju.
Lietošanakalcijskodolsintēzē
Izotops 48 Ca ir visefektīvākais un biežāk izmantotais materiāls supersmago elementu ražošanai un jaunu periodiskās tabulas elementu atklāšanai. Piemēram, ja izmanto 48 Ca jonus supersmago elementu ražošanai paātrinātājos, šo elementu kodoli veidojas simtiem un tūkstošiem reižu efektīvāk, nekā izmantojot citus “lādiņus” (jonus). Radioaktīvo kalciju plaši izmanto bioloģijā un medicīnā kā izotopu indikatoru, pētot minerālvielu metabolisma procesus dzīvā organismā. Ar tās palīdzību tika noskaidrots, ka organismā notiek nepārtraukta kalcija jonu apmaiņa starp plazmu, mīkstajiem audiem un pat kaulaudiem. 45Ca arī spēlēja lielu lomu augsnē notiekošo vielmaiņas procesu izpētē un augu kalcija uzsūkšanās procesu pētījumos. Izmantojot to pašu izotopu, kausēšanas procesā bija iespējams noteikt tērauda un īpaši tīras dzelzs piesārņojuma avotus ar kalcija savienojumiem.
Kalcija spēja saistīt skābekli un slāpekli ļāvusi to izmantot inerto gāzu attīrīšanai un kā geteru (Geters ir viela, ko izmanto gāzu absorbēšanai un dziļa vakuuma radīšanai elektroniskajās ierīcēs.) vakuuma radioiekārtās.
Kalcija savienojumu pielietojumsDaži mākslīgi ražoti kalcija savienojumi ir kļuvuši vēl pazīstamāki un izplatītāki nekā kaļķakmens vai ģipsis. Tādējādi dzēsto Ca(OH)2 un dzēsto kaļķu CaO izmantoja senie celtnieki.
Cements ir arī mākslīgi iegūts kalcija savienojums. Vispirms tiek apdedzināts māla vai smilšu un kaļķakmens maisījums, lai iegūtu klinkeru, kas pēc tam tiek samalts smalkā pelēkā pulverī. Par cementu (vai drīzāk par cementiem) var runāt daudz, šī ir neatkarīga raksta tēma.
Tas pats attiecas uz stiklu, kas arī parasti satur šo elementu.
Kalcija hidrīds
Karsējot kalciju ūdeņraža atmosfērā, tiek iegūts CaH 2 (kalcija hidrīds), ko izmanto metalurģijā (metallotermijā) un ūdeņraža ražošanā uz lauka.
Optiskie un lāzera materiāli
Kalcija fluorīds (fluorīts) tiek izmantots monokristālu veidā optikā (astronomiskie objektīvi, lēcas, prizmas) un kā lāzera materiāls. Kalcija volframāts (šeelīts) monokristālu veidā tiek izmantots lāzertehnoloģijā un arī kā scintilators.
Kalcija karbīds
Kalcija karbīds ir viela, kas nejauši atklāta, pārbaudot jaunu krāsns dizainu. Vēl nesen kalcija karbīds CaCl 2 tika izmantots galvenokārt autogēnai metināšanai un metālu griešanai. Karbīdam mijiedarbojoties ar ūdeni, veidojas acetilēns, un acetilēna sadegšana skābekļa plūsmā ļauj sasniegt gandrīz 3000°C temperatūru. Pēdējā laikā acetilēnu un līdz ar to arī karbīdu metināšanai izmanto arvien retāk un arvien vairāk ķīmiskajā rūpniecībā.
Kalcijam līdzīgasķīmiskās strāvas avots
Kalcijs, kā arī tā sakausējumi ar alumīniju un magniju tiek izmantoti rezerves termoelektriskajos akumulatoros kā anods (piemēram, kalcija-hromāta elements). Kalcija hromātu izmanto šādās baterijās kā katodu. Šādu akumulatoru īpatnība ir ārkārtīgi ilgs glabāšanas laiks (desmitgades) piemērotā stāvoklī, spēja darboties jebkuros apstākļos (telpa, augsts spiediens), augsta īpatnējā enerģija pēc svara un tilpuma. Trūkums: īss kalpošanas laiks. Šādas baterijas tiek izmantotas tur, kur nepieciešams uz īsu laiku radīt kolosālu elektroenerģiju (balistiskās raķetes, daži kosmosa kuģi utt.).
Ugunsdroši materiāli nokalcijs
Kalcija oksīdu gan brīvā veidā, gan kā daļu no keramikas maisījumiem izmanto ugunsizturīgo materiālu ražošanā.
Zāles
Kalcija savienojumus plaši izmanto kā antihistamīna līdzekli.
- Kalcija hlorīds
- Kalcija glikonāts
- Kalcija glicerofosfāts
Turklāt kalcija savienojumi ir iekļauti preparātos osteoporozes profilaksei, vitamīnu kompleksos grūtniecēm un gados vecākiem cilvēkiem.
Kalcijs cilvēka organismāKalcijs ir izplatīts makroelements augu, dzīvnieku un cilvēku organismā. Cilvēkiem un citiem mugurkaulniekiem lielākā daļa no tā atrodas skeletā un zobos fosfātu veidā. Lielākajai daļai bezmugurkaulnieku grupu (sūkļi, koraļļu polipi, mīkstmieši u.c.) skeleti sastāv no dažādām kalcija karbonāta (kaļķa) formām. Nepieciešamība pēc kalcija ir atkarīga no vecuma. Pieaugušajiem nepieciešamā dienas deva ir no 800 līdz 1000 miligramiem (mg), bet bērniem no 600 līdz 900 mg, kas bērniem ir ļoti svarīgi skeleta intensīvās augšanas dēļ. Lielākā daļa kalcija, kas cilvēka organismā nonāk ar pārtiku, ir atrodams piena produktos, atlikušais kalcijs nāk no gaļas, zivīm un dažiem augu produktiem (īpaši pākšaugiem).
Aspirīns, skābeņskābe un estrogēnu atvasinājumi traucē kalcija uzsūkšanos. Savienojumā ar skābeņskābi kalcijs rada ūdenī nešķīstošus savienojumus, kas ir nierakmeņu sastāvdaļas.
Pārmērīgas kalcija un D vitamīna devas var izraisīt hiperkalciēmiju, kam seko intensīva kaulu un audu pārkaļķošanās (galvenokārt ietekmējot urīnceļu sistēmu). Maksimālā drošā dienas deva pieaugušajam ir 1500 līdz 1800 miligrami.
Kalcijs cietā ūdenī
Īpašību kopumu, ko definē ar vienu vārdu “cietība”, ūdenim piešķir tajā izšķīdinātie kalcija un magnija sāļi. Ciets ūdens nav piemērots daudzām dzīves situācijām. Tas veido katlakmens slāni tvaika katlos un katlu iekārtās, apgrūtina audumu krāsošanu un mazgāšanu, bet ir piemērots ziepju pagatavošanai un emulsiju pagatavošanai smaržu ražošanā. Tāpēc agrāk, kad ūdens mīkstināšanas metodes bija nepilnīgas, tekstila un parfimērijas rūpnīcas parasti atradās “mīkstā” ūdens avotu tuvumā.
Izšķir pagaidu un pastāvīgu stingrību. Pagaidu (vai karbonātu) cietību ūdenim piešķir šķīstošie ogļūdeņraži Ca(HCO 3) 2 un Mg(HCO 3) 2. To var likvidēt ar vienkāršu vārīšanu, kuras laikā bikarbonāti tiek pārvērsti ūdenī nešķīstošos kalcija un magnija karbonātos.
Pastāvīgu cietību rada to pašu metālu sulfāti un hlorīdi. Un to var novērst, bet to izdarīt ir daudz grūtāk.
Abu cietību summa veido kopējo ūdens cietību. Dažādās valstīs to vērtē atšķirīgi. Ūdens cietību parasti izsaka ar kalcija un magnija miligramu ekvivalentu skaitu vienā litrā ūdens. Ja litrā ūdens ir mazāk par 4 mEq, tad ūdens tiek uzskatīts par mīkstu; palielinoties to koncentrācijai, tas kļūst arvien skarbāks un, ja saturs pārsniedz 12 vienības, ļoti skarbs.
Ūdens cietību parasti nosaka, izmantojot ziepju šķīdumu. Šo šķīdumu (ar noteiktu koncentrāciju) pa pilienam pievieno izmērītajam ūdens daudzumam. Kamēr ūdenī ir Ca 2+ vai Mg 2+ joni, tie traucēs putu veidošanos. Pamatojoties uz ziepju šķīduma patēriņu pirms putu parādīšanās, tiek aprēķināts Ca 2+ un Mg 2+ jonu saturs.
Interesanti, ka ūdens cietība tika noteikta līdzīgā veidā Senajā Romā. Kā reaģents kalpoja tikai sarkanvīns – tā krāsvielas veido nogulsnes arī ar kalcija un magnija joniem.
Kalcija uzglabāšana
Kalcija metālu var ilgstoši uzglabāt gabalos, kas sver no 0,5 līdz 60 kg. Šādi gabali tiek glabāti papīra maisiņos, kas ievietoti cinkota dzelzs mucās ar lodētām un krāsotām šuvēm. Cieši noslēgtas mucas ievieto koka kastēs. Gabalus, kas sver mazāk par 0,5 kg, nevar uzglabāt ilgu laiku - tie ātri pārvēršas oksīdā, hidroksīdā un kalcija karbonātā.
Ufas Valsts naftas tehniskā universitāte
Vispārējās un analītiskās ķīmijas katedra
par tēmu: “Elements kalcijs. Īpašības, ražošana, pielietojums"
Sagatavoja grupas BTS-11-01 students Prokaev G.L.
Asociētais profesors Krasko S.A.
Ievads
Vārda vēsture un izcelsme
Atrodoties dabā
Kvīts
Fizikālās īpašības
Ķīmiskās īpašības
Kalcija metāla pielietojumi
Kalcija savienojumu pielietojums
Bioloģiskā loma
Secinājums
Bibliogrāfija
Ievads
Kalcijs ir otrās grupas, D.I.Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskās sistēmas ceturtā perioda galvenās apakšgrupas elements ar atomskaitli 20. To apzīmē ar simbolu Ca (lat. Kalcijs). Vienkāršā viela kalcijs (CAS numurs: 7440-70-2) ir mīksts, reaktīvs sārmzemju metāls sudrabaini baltā krāsā.
Kalciju sauc par sārmzemju metālu un klasificē kā S elementu. Ārējā elektroniskā līmenī kalcijam ir divi elektroni, tāpēc tas dod savienojumus: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 utt. Kalcijs ir tipisks metāls - tam ir augsta afinitāte pret skābekli, tas reducē gandrīz visus metālus no to oksīdiem un veido diezgan spēcīgu bāzi Ca(OH)2.
Neskatoties uz elementa Nr.20 visuresamību, pat ķīmiķi ne visi ir redzējuši elementāro kalciju. Bet šis metāls gan pēc izskata, gan pēc uzvedības nepavisam nav līdzīgs sārmu metāliem, kuru saskare ir saistīta ar ugunsgrēkiem un apdegumiem. To var droši uzglabāt gaisā, tas neaizdegas no ūdens.
Elementārais kalcijs gandrīz nekad netiek izmantots kā strukturāls materiāls. Viņš tam ir pārāk aktīvs. Kalcijs viegli reaģē ar skābekli, sēru un halogēniem. Pat ar slāpekli un ūdeņradi noteiktos apstākļos tas reaģē. Oglekļa oksīdu vide, kas ir inerta lielākajai daļai metālu, ir agresīva pret kalciju. Tas deg CO un CO2 atmosfērā.
Vārda vēsture un izcelsme
Elementa nosaukums cēlies no lat. calx (ģenitīvā calcis) - “kaļķis”, “mīkstais akmens”. To ierosināja angļu ķīmiķis Hamfrijs Deivijs, kurš 1808. gadā izolēja metālu kalciju ar elektrolītisku metodi. Deivijs elektrolizēja mitru dzēstu kaļķu un dzīvsudraba oksīda HgO maisījumu uz platīna plāksnes, kas kalpoja kā anods. Katods bija platīna stieple, kas iegremdēta šķidrā dzīvsudrabā. Elektrolīzes rezultātā tika iegūta kalcija amalgama. Destilējis dzīvsudrabu no tā, Deivijs ieguva metālu, ko sauca par kalciju.
Kalcija savienojumi - kaļķakmens, marmors, ģipsis (kā arī kaļķi - kaļķakmens kalcinēšanas produkts) celtniecībā izmantoti jau pirms vairākiem tūkstošiem gadu. Līdz 18. gadsimta beigām ķīmiķi uzskatīja kaļķi par vienkāršu cietu vielu. 1789. gadā A. Lavuazjē ierosināja, ka kaļķi, magnēzijs, barīts, alumīnija oksīds un silīcija dioksīds ir sarežģītas vielas.
Atrodoties dabā
Augstās ķīmiskās aktivitātes dēļ kalcijs dabā brīvā formā nenotiek.
Kalcijs veido 3,38% no zemes garozas masas (5. vietā pēc skābekļa, silīcija, alumīnija un dzelzs).
Izotopi. Kalcijs dabā sastopams kā sešu izotopu maisījums: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca un 48Ca, starp kuriem visizplatītākais - 40Ca - veido 96,97%.
No sešiem dabiskajiem kalcija izotopiem pieci ir stabili. Nesen tika atklāts sestais izotops, 48Ca, smagākais no sešiem un ļoti rets (tā izotopu daudzums ir tikai 0,187%), kam notiek dubultā beta sadalīšanās ar pussabrukšanas periodu 5,3 × 1019 gadiem. Akmeņos un minerālos. Lielāko daļu kalcija satur dažādu iežu (granīti, gneisi u.c.) silikāti un aluminosilikāti, īpaši laukšpats – Ca anortīts. Nogulumiežu veidā kalcija savienojumus attēlo krīts un kaļķakmeņi, kas galvenokārt sastāv no minerālā kalcīta (CaCO3). Kalcīta kristāliskā forma – marmors – dabā sastopama daudz retāk. Diezgan plaši izplatīti ir tādi kalcija minerāli kā kalcīts CaCO3, anhidrīts CaSO4, alabastrs CaSO4 0,5H2O un ģipsis CaSO4 2H2O, fluorīts CaF2, apatīts Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomīts MgCO3 CaCO3. Kalcija un magnija sāļu klātbūtne dabīgajā ūdenī nosaka tā cietību. Kalcijs, enerģiski migrējot zemes garozā un uzkrājoties dažādās ģeoķīmiskajās sistēmās, veido 385 minerālus (ceturtais lielākais minerālu skaits). Migrācija zemes garozā. Kalcija dabiskajā migrācijā nozīmīgu lomu spēlē “karbonāta līdzsvars”, kas saistīts ar kalcija karbonāta mijiedarbības ar ūdeni un oglekļa dioksīdu atgriezenisku reakciju, veidojot šķīstošu bikarbonātu: CaCO3 + H2O + CO2 ↔ Ca (HCO3)2 ↔ Ca2+ + 2HCO3ˉ (līdzsvars mainās pa kreisi vai pa labi atkarībā no oglekļa dioksīda koncentrācijas). Biogēnā migrācija. Biosfērā kalcija savienojumi ir atrodami gandrīz visos dzīvnieku un augu audos (skatīt arī zemāk). Ievērojams kalcija daudzums ir atrodams dzīvos organismos. Tādējādi hidroksilapatīts Ca5(PO4)3OH vai citā ierakstā 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2 ir mugurkaulnieku, tostarp cilvēku, kaulu audu pamats; Daudzu bezmugurkaulnieku čaumalas un čaumalas, olu čaumalas u.c. ir izgatavotas no kalcija karbonāta CaCO3.Cilvēku un dzīvnieku dzīvajos audos ir 1,4-2% Ca (pēc masas daļas); cilvēka organismā, kas sver 70 kg, kalcija saturs ir aptuveni 1,7 kg (galvenokārt kaulu audu starpšūnu vielā). Kvīts Brīvo metālisko kalciju iegūst, elektrolīzē no kausējuma, kas sastāv no CaCl2 (75-80%) un KCl vai no CaCl2 un CaF2, kā arī aluminotermiski reducējot CaO 1170-1200 °C: CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca. Ir izstrādāta arī metode kalcija iegūšanai, termiski disociējot kalcija karbīdu CaC2 Fizikālās īpašības Kalcija metāls pastāv divās allotropās modifikācijās. Stabils līdz 443°C α -Ca ar kubisko režģi, lielāka stabilitāte β-Ca ar kubiskā korpusa centrēta režģa tipu α -Fe. Standarta entalpija ΔH0 pāreja α → β ir 0,93 kJ/mol. Kalcijs ir viegls metāls (d = 1,55), sudrabaini baltā krāsā. Tas ir cietāks un kūst augstākā temperatūrā (851 ° C), salīdzinot ar nātriju, kas atrodas blakus periodiskajā tabulā. Tas izskaidrojams ar to, ka uz vienu kalcija jonu metālā ir divi elektroni. Tāpēc ķīmiskā saite starp joniem un elektronu gāzi ir spēcīgāka nekā nātrija saite. Ķīmisko reakciju laikā kalcija valences elektroni tiek pārnesti uz citu elementu atomiem. Šajā gadījumā veidojas divkārši lādēti joni. Ķīmiskās īpašības Kalcijs ir tipisks sārmzemju metāls. Kalcija ķīmiskā aktivitāte ir augsta, bet zemāka nekā visiem citiem sārmzemju metāliem. Tas viegli reaģē ar skābekli, oglekļa dioksīdu un mitrumu gaisā, tāpēc kalcija metāla virsma parasti ir blāvi pelēka, tāpēc laboratorijā kalcijs parasti tiek uzglabāts, tāpat kā citi sārmzemju metāli, cieši noslēgtā burkā zem slāņa. petrolejas vai šķidrā parafīna. Standarta potenciālu sērijā kalcijs atrodas pa kreisi no ūdeņraža. Ca2+/Ca0 pāra standarta elektrodu potenciāls ir –2,84 V, tāpēc kalcijs aktīvi reaģē ar ūdeni, bet bez aizdegšanās: 2H2O = Ca(OH)2 + H2 + Q. Normālos apstākļos kalcijs reaģē ar aktīviem nemetāliem (skābekli, hloru, bromu): Ca + O2 = 2CaO, Ca + Br2 = CaBr2. Sildot gaisā vai skābeklī, kalcijs aizdegas. Kalcijs karsējot reaģē ar mazāk aktīviem nemetāliem (ūdeņradi, boru, oglekli, silīciju, slāpekli, fosforu un citiem), piemēram: Ca + H2 = CaH2, Ca + 6B = CaB6, Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2, Ca + 2P = Ca3P2 (kalcija fosfīds), zināmi arī kalcija fosfīdi ar sastāviem CaP un CaP5; Ca + Si = Ca2Si (kalcija silicīds), Ir zināmi arī kalcija silicīdi ar sastāvu CaSi, Ca3Si4 un CaSi2. Iepriekš minēto reakciju rašanos, kā likums, pavada liela siltuma daudzuma izdalīšanās (tas ir, šīs reakcijas ir eksotermiskas). Visos savienojumos ar nemetāliem kalcija oksidācijas pakāpe ir +2. Lielāko daļu kalcija savienojumu ar nemetāliem viegli sadala ūdens, piemēram: CaH2+ 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2,N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3. Ca2+ jons ir bezkrāsains. Kad liesmai pievieno šķīstošos kalcija sāļus, liesma kļūst ķieģeļsarkana. Kalcija sāļi, piemēram, CaCl2 hlorīds, CaBr2 bromīds, CaI2 jodīds un Ca(NO3)2 nitrāts, labi šķīst ūdenī. Ūdenī nešķīst fluorīds CaF2, karbonāts CaCO3, sulfāts CaSO4, ortofosfāts Ca3(PO4)2, oksalāts CaC2O4 un daži citi. Ir svarīgi, lai atšķirībā no kalcija karbonāta CaCO3 skābais kalcija karbonāts (bikarbonāts) Ca(HCO3) 2 šķīst ūdenī. Dabā tas noved pie šādiem procesiem. Kad auksts lietus vai upes ūdens, kas piesātināts ar oglekļa dioksīdu, iekļūst pazemē un nokrīt uz kaļķakmens, tiek novērota to izšķīšana: CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2. Tajās pašās vietās, kur ūdens, kas piesātināts ar kalcija bikarbonātu, nonāk uz zemes virsmas un tiek uzkarsēts ar saules stariem, notiek apgriezta reakcija: Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O. Tā dabā tiek pārnestas lielas vielu masas. Rezultātā pazemē var veidoties milzīgas spraugas, un alās veidojas skaistas akmens “lāstekas” – stalaktīti un stalagmīti. Izšķīdušā kalcija bikarbonāta klātbūtne ūdenī lielā mērā nosaka ūdens pagaidu cietību. To sauc par pagaidu, jo, ūdenim vāroties, sadalās bikarbonāts un izgulsnējas CaCO3. Šī parādība, piemēram, noved pie tā, ka laika gaitā tējkannā veidojas katlakmens. kalcija metālu ķīmiskā fizikālā Kalcija metālu galvenokārt izmanto kā reducētāju metālu, īpaši niķeļa, vara un nerūsējošā tērauda ražošanā. Kalciju un tā hidrīdu izmanto arī grūti reducējamu metālu, piemēram, hroma, torija un urāna, ražošanai. Kalcija-svina sakausējumi tiek izmantoti akumulatoros un gultņu sakausējumos. Kalcija granulas izmanto arī, lai noņemtu gaisa pēdas no vakuuma ierīcēm. Šķīstošie kalcija un magnija sāļi izraisa kopējo ūdens cietību. Ja tie atrodas ūdenī nelielos daudzumos, tad ūdeni sauc par mīkstu. Ja šo sāļu saturs ir augsts, ūdens tiek uzskatīts par cietu. Cietību novērš vārot; lai pilnībā izvadītu ūdeni, to dažreiz destilē. Metallotermija Tīrs metālisks kalcijs tiek plaši izmantots metalotermijā retu metālu ražošanai. Sakausējumu sakausēšana Tīrs kalcijs tiek izmantots, lai leģētu svinu, ko izmanto akumulatoru plākšņu un bezapkopes startera svina-skābes akumulatoru ar zemu pašizlādi. Arī metāliskais kalcijs tiek izmantots augstas kvalitātes kalcija babbits BKA ražošanai. Kodolsintēze 48Ca izotops ir visefektīvākais un visbiežāk izmantotais materiāls supersmago elementu ražošanai un jaunu elementu atklāšanai periodiskajā tabulā. Piemēram, izmantojot 48Ca jonus supersmago elementu ražošanai paātrinātājos, šo elementu kodoli veidojas simtiem un tūkstošiem reižu efektīvāk, nekā izmantojot citus “lādiņus” (jonus). Kalcija savienojumu pielietojums Kalcija hidrīds. Karsējot kalciju ūdeņraža atmosfērā, tiek iegūts CaH2 (kalcija hidrīds), ko izmanto metalurģijā (metallotermijā) un ūdeņraža ražošanā uz lauka. Optiskie un lāzera materiāli. Kalcija fluorīds (fluorīts) tiek izmantots monokristālu veidā optikā (astronomiskie objektīvi, lēcas, prizmas) un kā lāzera materiāls. Kalcija volframāts (šeelīts) monokristālu veidā tiek izmantots lāzertehnoloģijā un arī kā scintilators. Kalcija karbīds. Kalcija karbīdu CaC2 plaši izmanto acetilēna ražošanai un metālu reducēšanai, kā arī kalcija cianamīda ražošanā (karsējot kalcija karbīdu slāpeklī 1200 °C temperatūrā, reakcija ir eksotermiska, tiek veikta ciānamīda krāsnīs) . Ķīmiskie strāvas avoti. Kalcijs, kā arī tā sakausējumi ar alumīniju un magniju tiek izmantoti rezerves termoelektriskajos akumulatoros kā anods (piemēram, kalcija-hromāta elements). Kalcija hromātu izmanto šādās baterijās kā katodu. Šādu akumulatoru īpatnība ir ārkārtīgi ilgs glabāšanas laiks (desmitgades) piemērotā stāvoklī, spēja darboties jebkuros apstākļos (telpa, augsts spiediens), augsta īpatnējā enerģija svara un tilpuma ziņā. Trūkums: īss kalpošanas laiks. Šādas baterijas tiek izmantotas tur, kur nepieciešams uz īsu laiku radīt kolosālu elektroenerģiju (balistiskās raķetes, daži kosmosa kuģi utt.). Ugunsdroši materiāli. Kalcija oksīdu gan brīvā veidā, gan kā daļu no keramikas maisījumiem izmanto ugunsizturīgo materiālu ražošanā. Zāles. Medicīnā Ca zāles novērš traucējumus, kas saistīti ar Ca jonu trūkumu organismā (tetānija, spazmofilija, rahīts). Ca preparāti samazina paaugstinātu jutību pret alergēniem un tiek izmantoti alerģisku slimību (seruma slimības, miegainības u.c.) ārstēšanai. Ca preparāti samazina paaugstinātu asinsvadu caurlaidību un tiem piemīt pretiekaisuma iedarbība. Tos lieto hemorāģiskā vaskulīta, staru slimības, iekaisuma procesu (pneimonija, pleirīts u.c.) un dažu ādas slimību gadījumos. Izrakstīts kā hemostatisks līdzeklis, sirds muskuļa darbības uzlabošanai un digitalis preparātu iedarbības pastiprināšanai, kā pretlīdzeklis saindēšanās gadījumā ar magnija sāļiem. Kopā ar citām zālēm Ca preparātus izmanto dzemdību stimulēšanai. Ca hlorīdu lieto iekšķīgi un intravenozi. Ca preparāti ietver arī ģipsi (CaSO4), ko izmanto ķirurģijā ģipša pārsējiem, un krītu (CaCO3), kas tiek nozīmēts iekšēji kuņģa sulas skābuma palielināšanai un zobu pulvera pagatavošanai. Bioloģiskā loma Kalcijs ir izplatīts makroelements augu, dzīvnieku un cilvēku organismā. Cilvēkiem un citiem mugurkaulniekiem lielākā daļa no tā atrodas skeletā un zobos fosfātu veidā. Lielākajai daļai bezmugurkaulnieku grupu (sūkļi, koraļļu polipi, mīkstmieši u.c.) skeleti sastāv no dažādām kalcija karbonāta (kaļķa) formām. Kalcija joni piedalās asins recēšanas procesos, kā arī pastāvīga asins osmotiskā spiediena nodrošināšanā. Kalcija joni kalpo arī kā viens no universālajiem otrajiem vēstnešiem un regulē dažādus intracelulāros procesus – muskuļu kontrakciju, eksocitozi, tajā skaitā hormonu un neirotransmiteru sekrēciju u.c. Kalcija koncentrācija cilvēka šūnu citoplazmā ir aptuveni 10-7 mol, starpšūnu šķidrumos apmēram 10−3 mol. Lielākā daļa kalcija, kas cilvēka organismā nonāk ar pārtiku, ir atrodams piena produktos, atlikušais kalcijs nāk no gaļas, zivīm un dažiem augu produktiem (īpaši pākšaugiem). Uzsūkšanās notiek gan resnajā, gan tievajās zarnās, un to veicina skāba vide, D vitamīns un C vitamīns, laktoze un nepiesātinātās taukskābes. Magnija nozīme kalcija metabolismā ir svarīga, tā trūkuma dēļ kalcijs tiek “izskalots” no kauliem un nogulsnējas nierēs (nierakmeņos) un muskuļos. Aspirīns, skābeņskābe un estrogēnu atvasinājumi traucē kalcija uzsūkšanos. Savienojumā ar skābeņskābi kalcijs rada ūdenī nešķīstošus savienojumus, kas ir nierakmeņu sastāvdaļas. Pateicoties lielajam ar to saistīto procesu skaitam, kalcija saturs asinīs tiek precīzi regulēts, un ar pareizu uzturu deficīts nerodas. Ilgstoša diētas neievērošana var izraisīt krampjus, locītavu sāpes, miegainību, augšanas defektus un aizcietējumus. Dziļāks trūkums izraisa pastāvīgus muskuļu krampjus un osteoporozi. Kafijas un alkohola ļaunprātīga izmantošana var izraisīt kalcija deficītu, jo daļa no tā tiek izvadīta ar urīnu. Pārmērīgas kalcija un D vitamīna devas var izraisīt hiperkalciēmiju, kam seko intensīva kaulu un audu pārkaļķošanās (galvenokārt ietekmējot urīnceļu sistēmu). Ilgstoša pārpalikums izjauc muskuļu un nervu audu darbību, palielina asins recēšanu un samazina cinka uzsūkšanos kaulu šūnās. Maksimālā drošā dienas deva pieaugušajam ir 1500 līdz 1800 miligrami. Produkti Kalcijs, mg/100 g Sezams 783 Nātre 713 Lielais ceļmallapa 412 Sardīnes eļļā 330 Ivy budra 289 Suns roze 257 Mandeles 252 Plantain lanceolists. 248 Lazdu rieksts 226 Ūdenskreses 214 Žāvētas sojas pupiņas 201 Bērni līdz 3 gadu vecumam - 600 mg. Bērni vecumā no 4 līdz 10 gadiem - 800 mg. Bērni vecumā no 10 līdz 13 gadiem - 1000 mg. Pusaudžiem no 13 līdz 16 gadiem - 1200 mg. Jaunieši 16 un vecāki - 1000 mg. Pieaugušie vecumā no 25 līdz 50 gadiem - no 800 līdz 1200 mg. Grūtniecēm un sievietēm, kas baro bērnu ar krūti - no 1500 līdz 2000 mg. Secinājums Kalcijs ir viens no visbiežāk sastopamajiem elementiem uz Zemes. Dabā tā ir ļoti daudz: no kalcija sāļiem veidojas kalnu grēdas un māla ieži, tas ir sastopams jūras un upju ūdeņos, ir daļa no augu un dzīvnieku organismiem. Kalcijs pastāvīgi ieskauj pilsētniekus: gandrīz visi galvenie būvmateriāli - betons, stikls, ķieģeļi, cements, kaļķi - satur šo elementu ievērojamā daudzumā. Protams, kam ir šādas ķīmiskās īpašības, kalcijs nevar pastāvēt dabā brīvā stāvoklī. Bet kalcija savienojumi - gan dabiskie, gan mākslīgie - ir ieguvuši ārkārtīgi lielu nozīmi. Bibliogrāfija 1.Redakciju kolēģija: Knunyants I. L. (galvenais redaktors) Ķīmiskā enciklopēdija: 5 sējumos - Maskava: Padomju enciklopēdija, 1990. - T. 2. - P. 293. - 671 lpp. 2.Doroņins. N.A. Calcium, Goskhimizdat, 1962. 191 lpp. ar ilustrācijām. .Docenko V.A. - Terapeitiskā un profilaktiskā barošana. - Jautājums. uzturs, 2001 - N1-l.21-25 4.Bilezikian J. P. Kalcija un kaulu metabolisms // In: K. L. Becker, ed. 5.M.H. Karapetjants, S.I. Drakins - Vispārīgā un neorganiskā ķīmija, 2000. 592 lpp. ar ilustrācijām.
Kalcijs- Periodiskās sistēmas 4. perioda un PA grupas elements, kārtas numurs 20. Atoma elektroniskā formula [ 18 Ar]4s 2, oksidācijas pakāpes +2 un 0. Attiecas uz sārmzemju metāliem. Tam ir zema elektronegativitāte (1,04), un tai piemīt metāliskas (pamata) īpašības. Veido (kā katjonu) daudzus sāļus un binārus savienojumus. Daudzi kalcija sāļi nedaudz šķīst ūdenī. Dabā - sestaisĶīmiskā daudzuma ziņā elements (trešais starp metāliem) ir sastopams saistītā veidā. Svarīgs elements visiem organismiem Kalcija trūkumu augsnē kompensē ar kaļķu mēslojumu (CaC0 3, CaO, kalcija ciānamīds CaCN 2 u.c.). Kalcijs, kalcija katjons un tā savienojumi iekrāso gāzes degļa liesmu tumši oranžā krāsā ( kvalitatīva noteikšana).
Kalcijs Ca
Sudrabbalts metāls, mīksts, kaļams. Mitrā gaisā tas izbalē un pārklājas ar CaO un Ca(OH) plēvi 2. Ļoti reaģējošs; uzliesmo, karsējot gaisā, reaģē ar ūdeņradi, hloru, sēru un grafītu:
Reducē citus metālus no to oksīdiem (rūpnieciski svarīga metode - kalcija termija):
Kvīts kalcijs iekšā nozare:
Kalciju izmanto nemetālu piemaisījumu noņemšanai no metālu sakausējumiem, kā vieglo un pretberzes sakausējumu sastāvdaļu, kā arī reto metālu atdalīšanai no to oksīdiem.
Kalcija oksīds CaO
Bāzes oksīds. Tehniskais nosaukums: dzēsts kaļķis. Balts, ļoti higroskopisks. Tam ir jonu struktūra Ca 2+ O 2-. Ugunsizturīgs, termiski stabils, aizdedzinot gaistošs. Absorbē mitrumu un oglekļa dioksīdu no gaisa. Spēcīgi reaģē ar ūdeni (ar augstu ekso- efekts), veido stipri sārmainu šķīdumu (iespējamas hidroksīda nogulsnes), ko sauc par kaļķu dzēšanu. Reaģē ar skābēm, metāliem un nemetālu oksīdiem. To izmanto citu kalcija savienojumu sintēzei, Ca(OH) 2, CaC 2 un minerālmēslu ražošanā, kā plūsmas līdzekli metalurģijā, katalizatoru organiskajā sintēzē un kā saistvielu sastāvdaļu būvniecībā.
Svarīgāko reakciju vienādojumi:
Kvīts SaO rūpniecībā— kaļķakmens apdedzināšana (900–1200 °C):
CaCO3 = CaO + CO2
Kalcija hidroksīds Ca(OH) 2
Bāzes hidroksīds. Tehniskais nosaukums ir dzēstie kaļķi. Balts, higroskopisks. Tam ir jonu struktūra: Ca 2+ (OH -) 2. Sadalās, mēreni karsējot. Absorbē mitrumu un oglekļa dioksīdu no gaisa. Nedaudz šķīst aukstā ūdenī (veidojas sārmains šķīdums), un vēl mazāk šķīst verdošā ūdenī. Dzidrs šķīdums (kaļķu ūdens) ātri kļūst duļķains, jo nogulsnējas hidroksīda nogulsnes (suspensiju sauc par kaļķu pienu). Kvalitatīva reakcija uz Ca 2+ jonu ir oglekļa dioksīda pāreja caur kaļķa ūdeni ar CaCO 3 nogulšņu parādīšanos un to pāreju šķīdumā. Reaģē ar skābēm un skābju oksīdiem, iesaistās jonu apmaiņas reakcijās. To izmanto stikla, balināšanas kaļķu, kaļķu minerālmēslu ražošanā, sodas kaustizēšanai un saldūdens mīkstināšanai, kā arī kaļķu javu - mīklai līdzīgu maisījumu (smiltis + dzēstie kaļķi + ūdens) pagatavošanai, kalpojot par saistvielu. akmens un ķieģeļu mūrēšanai, sienu apdarei (apmešanai) un citiem būvniecības mērķiem. Šādu šķīdumu sacietēšana (“iestatīšana”) ir saistīta ar oglekļa dioksīda absorbciju no gaisa.
KALCIJS (latīņu kalcijs), Ca, periodiskās tabulas īsās formas II grupas ķīmiskais elements (garās formas 2. grupa); attiecas uz sārmzemju metāliem; atomskaitlis 20; atommasa 40,078. Dabā ir 6 stabili izotopi: 40 Ca (96,941%), 42 Ca (0,647%), 43 Ca (0,135%), 44 Ca (2,086%), 46 Ca (0,004%), 48 Ca (0,187%); mākslīgi iegūti radioizotopi ar masas numuriem 34-54.
Vēsturiska atsauce. Daudzi dabiskie kalcija savienojumi bija zināmi senatnē un tika plaši izmantoti celtniecībā (piemēram, ģipsis, kaļķis, marmors). Kalcija metālu pirmo reizi izolēja G. Deivijs 1808. gadā CaO un HgO oksīdu maisījuma elektrolīzes un sekojošās iegūtās kalcija amalgamas sadalīšanās laikā. Nosaukums cēlies no latīņu calx (ģenitīvs calcis) – kaļķis, mīksts akmens.
Izplatība dabā. Kalcija saturs zemes garozā ir 3,38% no svara. Augstas ķīmiskās aktivitātes dēļ tas nav atrodams brīvā stāvoklī. Visizplatītākie minerāli ir anortīts Ca, anhidrīts CaSO 4, apatīts Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), ģipsis CaSO 4 2H 2 O, kalcīts un aragonīts CaCO 3, perovskīts CaTiO 3, fluorīts CaF 2, šeelīts. CaWO 4. Kalcija minerāli ir atrodami nogulumiežu (piemēram, kaļķakmens), magmatiskos un metamorfajos iežos. Kalcija savienojumi ir sastopami dzīvos organismos: tie ir mugurkaulnieku kaulaudu (hidroksiapatīts, fluorapatīts), koraļļu skeletu, gliemju čaulu (kalcija karbonāts un fosfāti) uc galvenās sastāvdaļas. Ca 2+ jonu klātbūtne nosaka ūdens cietību.
Īpašības. Kalcija atoma ārējā elektronu apvalka konfigurācija ir 4s 2; savienojumos tā oksidācijas pakāpe ir +2, reti +1; Paulinga elektronegativitāte 1,00, atomu rādiuss 180 pm, Ca 2+ jonu rādiuss 114 pm (koordinācijas numurs 6). kalcijs ir sudrabaini balts mīksts metāls; līdz 443 °C modifikācija ar kubisku seju centrētu kristāla režģi ir stabila, virs 443 °C - ar kubisku ķermeni centrētu režģi; kušanas temperatūra 842°C, viršanas temperatūra 1484°C, blīvums 1550 kg/m 3; siltumvadītspēja 125,6 W/(m K).
Kalcijs ir metāls ar augstu ķīmisko aktivitāti (uzglabā hermētiski noslēgtos traukos vai zem minerāleļļas slāņa). Normālos apstākļos viegli mijiedarbojas ar skābekli (veidojas kalcija oksīds CaO), karsējot - ar ūdeņradi (CaH 2 hidrīds), halogēniem (kalcija halogenīdiem), boru (CaB 6 borīds), oglekli (kalcija karbīds CaC 2), silīciju. (Ca silicīdi 2 Si, CaSi, CaSi 2, Ca 3 Si 4), slāpeklis (nitrīds Ca 3 N 2), fosfors (fosfīdi Ca 3 P 2, CaP, CaP 5), halkogēni (halkogēni ar sastāvu CaX, kur X ir S, Se, Tie). Kalcijs mijiedarbojas ar citiem metāliem (Li, Cu, Ag, Au, Mg, Zn, Al, Pb, Sn u.c.), veidojot intermetāliskus savienojumus. Kalcija metāls reaģē ar ūdeni, veidojot kalcija hidroksīdu Ca(OH) 2 un H 2 . Spēcīgi reaģē ar lielāko daļu skābju, veidojot atbilstošos sāļus (piemēram, kalcija nitrātu, kalcija sulfātu, kalcija fosfātus). Izšķīst šķidrā amonjakā, veidojot tumši zilu šķīdumu ar metālisku vadītspēju. Kad no šāda šķīduma iztvaiko amonjaks, izdalās amonjaks. Pakāpeniski kalcijs reaģē ar amonjaku, veidojot amīdu Ca(NH 2) 2. Veido dažādus kompleksos savienojumus, nozīmīgākie ir kompleksi ar skābekli saturošiem polidentātiem ligandiem, piemēram, Ca kompleksonātiem.
Bioloģiskā loma. Kalcijs ir biogēns elements. Cilvēka ikdienas nepieciešamība pēc kalcija ir aptuveni 1 g.Dzīvos organismos kalcija joni ir iesaistīti muskuļu kontrakcijas un nervu impulsu pārnešanas procesos.
Kvīts. Kalcija metālu ražo ar elektrolītiskām un metalotermiskām metodēm. Elektrolītiskā metode ir balstīta uz izkausēta kalcija hlorīda elektrolīzi ar pieskāriena katodu vai šķidru vara-kalcija katodu. Kalcijs tiek destilēts no iegūtā vara-kalcija sakausējuma 1000-1080 °C temperatūrā un 13-20 kPa spiedienā. Metalotermiskās metodes pamatā ir kalcija reducēšana no tā oksīda ar alumīniju vai silīciju 1100-1200 °C temperatūrā. Tas rada kalcija aluminātu vai silikātu, kā arī kalcija gāzi, kas pēc tam tiek kondensēta. Kalcija savienojumu un kalciju saturošu materiālu ražošana pasaulē ir aptuveni 1 miljards tonnu gadā (1998).
Pieteikums. Kalcijs tiek izmantots kā reducētājs daudzu metālu ražošanā (Rb, Cs, Zr, Hf, V u.c.). Kalcija silicīdus, kā arī kalcija sakausējumus ar nātriju, cinku un citiem metāliem izmanto kā dažu sakausējumu un eļļas deoksidētājus un desulfurizatorus, argona attīrīšanai no skābekļa un slāpekļa, kā arī elektriskajās vakuumierīcēs kā gāzes absorbētāju. CaCl 2 hlorīdu izmanto kā desikantu ķīmiskajā sintēzē, ģipsi izmanto medicīnā. Kalcija silikāti ir galvenās cementa sastāvdaļas.
Lit.: Rodjakins V.V. Kalcijs, tā savienojumi un sakausējumi. M., 1967; Spitsyns V.I., Martiņenko L.I. Neorganiskā ķīmija. M., 1994. 2. daļa; Neorganiskā ķīmija / Rediģēja Ju. D. Tretjakovs. M., 2004. T. 2.
L. N. Komissarova, M. A. Rjumins.