Hvilke stoffer inneholder kalsium? Kalsium som et kjemisk element, dets rolle

Kalsium—element av hovedundergruppen i den andre gruppen, fjerde periode periodiske tabell kjemiske grunnstoffer av D.I. Mendeleev, med atomnummer 20. Angitt med symbolet Ca (lat. Kalsium). Det enkle stoffet kalsium (CAS-nummer: 7440-70-2) er et mykt, kjemisk aktivt jordalkalimetall, sølv- hvit.

Navnets historie og opprinnelse

Navnet på elementet kommer fra lat. calx (i genitivtilfellet calcis) - "kalk", "myk stein". Det ble foreslått av den engelske kjemikeren Humphry Davy, som isolerte kalsiummetall ved elektrolytisk metode i 1808. Davy elektrolyserte en blanding av våtlesket kalk og kvikksølvoksid HgO på en platinaplate, som fungerte som anode. Katoden var en platinatråd nedsenket i flytende kvikksølv. Som et resultat av elektrolyse ble kalsiumamalgam oppnådd. Etter å ha destillert kvikksølv fra det, fikk Davy et metall kalt kalsium. Kalsiumforbindelser - kalkstein, marmor, gips (samt kalk - et produkt av kalsinering av kalkstein) har blitt brukt i konstruksjonen for flere tusen år siden. Frem til slutten av 1700-tallet anså kjemikere kalk for å være et enkelt fast stoff. I 1789 foreslo A. Lavoisier at kalk, magnesia, baritt, alumina og silika er komplekse stoffer.

Å være i naturen

På grunn av sin høye kjemiske aktivitet forekommer ikke kalsium i fri form i naturen.

Kalsium utgjør 3,38 % av massen til jordskorpen (5. mest tallrike etter oksygen, silisium, aluminium og jern).

Isotoper

Kalsium forekommer i naturen som en blanding av seks isotoper: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca og 48 Ca, hvorav den vanligste er 40 Ca og utgjør 96,97 %.

Av de seks naturlige isotoper av kalsium er fem stabile. Den sjette isotopen 48 Ca, den tyngste av de seks og svært sjeldne (den isotopiske overflod er bare 0,187%), ble nylig oppdaget å gjennomgå dobbelt beta-nedbrytning med en halveringstid på 5,3 x 10 19 år.

I bergarter og mineraler

Mesteparten av kalsiumet finnes i silikater og aluminosilikater av forskjellige bergarter (granitter, gneiser, etc.), spesielt i feltspat - Ca anortitt.

I form av sedimentære bergarter er kalsiumforbindelser representert av kritt og kalksteiner, hovedsakelig bestående av mineralet kalsitt (CaCO 3). Den krystallinske formen av kalsitt - marmor - er mye mindre vanlig i naturen.

Kalsiummineraler som kalsitt CaCO 3, anhydritt CaSO 4, alabaster CaSO 4 ·0,5H 2 O og gips CaSO 4 ·2H 2 O, fluoritt CaF 2, apatitter Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), dolomitt MgC03 ·CaCO3. Tilstedeværelsen av kalsium- og magnesiumsalter i naturlig vann bestemmer hardheten.

Kalsium, som migrerer kraftig i jordskorpen og samler seg i ulike geokjemiske systemer, danner 385 mineraler (det fjerde største antallet mineraler).

Migrasjon i jordskorpen

I den naturlige migrasjonen av kalsium spilles en betydelig rolle av "karbonatlikevekt", assosiert med den reversible reaksjonen av interaksjonen av kalsiumkarbonat med vann og karbondioksid med dannelsen av løselig bikarbonat:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Ca (HCO 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -

(likevekten skifter til venstre eller høyre avhengig av konsentrasjonen av karbondioksid).

Biogen migrasjon spiller en stor rolle.

I biosfæren

Kalsiumforbindelser finnes i nesten alt av dyre- og plantevev (se også nedenfor). En betydelig mengde kalsium finnes i levende organismer. Således er hydroksyapatitt Ca 5 (PO 4) 3 OH, eller, i en annen oppføring, 3Ca 3 (PO 4) 2 · Ca(OH) 2, grunnlaget for beinvevet til virveldyr, inkludert mennesker; Skjellene og skjellene til mange virvelløse dyr, eggeskall osv. er laget av kalsiumkarbonat CaCO 3. I levende vev hos mennesker og dyr er det 1,4-2 % Ca (i massefraksjon); I en menneskekropp som veier 70 kg er kalsiuminnholdet omtrent 1,7 kg (hovedsakelig i det intercellulære stoffet i beinvev).

Kvittering

Fritt metallisk kalsium oppnås ved elektrolyse av en smelte bestående av CaCl 2 (75-80%) og KCl eller CaCl 2 og CaF 2, samt aluminotermisk reduksjon av CaO ved 1170-1200 °C:

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

Egenskaper

Fysiske egenskaper

Kalsiummetall finnes i to allotropiske modifikasjoner. Opp til 443 °C er α-Ca med et kubisk flatesentrert gitter (parameter a = 0,558 nm) stabil; β-Ca med et kubisk kroppssentrert gitter av α-Fe-typen (parameter a = 0,448 nm) er mer stabil. Standard entalpi Δ H 0 overgang α → β er 0,93 kJ/mol.

Kjemiske egenskaper

I rekken av standardpotensialer er kalsium plassert til venstre for hydrogen. Standardelektrodepotensialet til Ca 2+ /Ca 0-paret er -2,84 V, slik at kalsium reagerer aktivt med vann, men uten tenning:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 + Q.

Tilstedeværelsen av oppløst kalsiumbikarbonat i vann bestemmer i stor grad den midlertidige hardheten til vannet. Det kalles midlertidig fordi når vann koker, brytes bikarbonat ned og CaCO 3 utfelles. Dette fenomenet fører for eksempel til at det over tid dannes skjell i kjelen.

applikasjon

Bruk av kalsiummetall

Metallotermi

Rent metallisk kalsium er mye brukt i metallotermi for produksjon av sjeldne metaller.

Legering av legeringer

Rent kalsium brukes til å legere bly, som brukes til produksjon av batteriplater og vedlikeholdsfrie start-bly-syre-batterier med lav selvutladning. Metallisk kalsium brukes også til produksjon av høykvalitets kalsiumbabbits BKA.

Kjernefysisk fusjon

Isotopen 48 Ca er det mest effektive og mest brukte materialet for produksjon av supertunge grunnstoffer og oppdagelsen av nye grunnstoffer i det periodiske systemet. For eksempel, ved bruk av 48 Ca-ioner for å produsere supertunge grunnstoffer i akseleratorer, dannes kjernene til disse grunnstoffene hundrevis og tusenvis av ganger mer effektivt enn når andre "prosjektiler" (ioner) brukes i form og for reduksjon av metaller, så vel som i produksjon av cyanamidkalsium (ved å varme opp kalsiumkarbid i nitrogen ved 1200 °C, er reaksjonen eksoterm, utført i cyanamidovner).

Kalsium, så vel som dets legeringer med aluminium og magnesium, brukes i termiske elektriske reservebatterier som en anode (for eksempel kalsium-kromatelement). Kalsiumkromat brukes i slike batterier som en katode. Det særegne ved slike batterier er en ekstremt lang holdbarhet (tiår) i passende tilstand, evnen til å fungere under alle forhold (plass, høyt trykk), og en høy spesifikk energi når det gjelder vekt og volum. Ulempe: kort levetid. Slike batterier brukes der det er nødvendig å skape kolossal elektrisk kraft i en kort periode (ballistiske missiler, noen romfartøy og så videre.).

I tillegg er kalsiumforbindelser inkludert i medisiner for forebygging av osteoporose, og i vitaminkomplekser for gravide og eldre.-

Kalsiums biologiske rolle

Kalsium er et vanlig makronæringsstoff i kroppen til planter, dyr og mennesker. Hos mennesker og andre virveldyr finnes det meste av det i skjelettet og tennene i form av fosfater. Skjelettene til de fleste grupper av virvelløse dyr (svamper, korallpolypper, skalldyr osv.). Kalsiumioner er involvert i blodkoagulasjonsprosesser, samt i å sikre konstant osmotisk trykk i blodet. Kalsiumioner fungerer også som en av de universelle sekundære budbringere og regulerer en rekke intracellulære prosesser - muskelkontraksjon, eksocytose, inkludert utskillelse av hormoner og nevrotransmittere, etc. Kalsiumkonsentrasjonen i cytoplasma til menneskelige celler er omtrent 10−7 mol, i intercellulære væsker ca. 10−3 mol.

Kalsiumbehov avhenger av alder. For voksne er det nødvendige daglige inntaket fra 800 til 1000 milligram (mg), og for barn fra 600 til 900 mg, noe som er svært viktig for barn på grunn av den intensive veksten av skjelettet. Det meste av kalsiumet som kommer inn i menneskekroppen med mat finnes i meieriprodukter; det gjenværende kalsiumet kommer fra kjøtt, fisk og noen planteprodukter (spesielt belgfrukter). Absorpsjonen skjer både i tykktarmen og tynntarmen og lettes av et surt miljø, vitamin D og vitamin C, laktose og umettede fettsyrer. Magnesiums rolle i kalsiummetabolismen er viktig; med sin mangel blir kalsium "vasket ut" fra bein og avsatt i nyrene (nyrestein) og muskler.

Aspirin, oksalsyre og østrogenderivater forstyrrer absorpsjonen av kalsium. Når det kombineres med oksalsyre, produserer kalsium vannuløselige forbindelser som er komponenter i nyrestein.

Kalsiumnivåer i blodet pga stor kvantitet prosessene knyttet til det er nøyaktig regulert, og med riktig ernæring oppstår ikke mangel. Langvarig fravær fra kostholdet kan forårsake kramper, leddsmerter, døsighet, vekstdefekter og forstoppelse. Dypere mangel fører til konstante muskelkramper og osteoporose. Misbruk av kaffe og alkohol kan forårsake kalsiummangel, siden noe av det skilles ut i urinen.

For store doser kalsium og vitamin D kan forårsake hyperkalsemi, etterfulgt av intens forkalkning av bein og vev (som hovedsakelig påvirker urinsystemet). Langvarig overskudd forstyrrer funksjonen til muskel- og nervevev, øker blodpropp og reduserer absorpsjon av sink av beinceller. Den maksimale daglige sikre dosen for en voksen er 1500 til 1800 milligram.

Gravide og ammende kvinner - fra 1500 til 2000 mg.

Naturlige kalsiumforbindelser (kritt, marmor, kalkstein, gips) og produktene av deres enkleste behandling (kalk) har vært kjent for folk siden antikken. I 1808 elektrolyserte den engelske kjemikeren Humphry Davy våtlesket kalk (kalsiumhydroksid) med en kvikksølvkatode og oppnådde kalsiumamalgam (en legering av kalsium og kvikksølv). Fra denne legeringen, etter å ha destillert av kvikksølv, oppnådde Davy rent kalsium.
Han foreslo også navnet på et nytt kjemisk element, fra det latinske "calx" som betegner navnet på kalkstein, kritt og andre myke steiner.

Å finne i naturen og få:

Kalsium er det femte mest tallrike grunnstoffet i jordskorpen (mer enn 3%), danner mange bergarter, hvorav mange er basert på kalsiumkarbonat. Noen av disse bergartene er av organisk opprinnelse (skallbergart), og viser den viktige rollen til kalsium i levende natur. Naturlig kalsium er en blanding av 6 isotoper med massetall fra 40 til 48, med 40 Ca som utgjør 97% av totalen. Kjernereaksjoner har også produsert andre isotoper av kalsium, for eksempel radioaktivt 45 Ca.
For å få enkelt stoff kalsium, elektrolyse av smeltede salter eller aluminotermi brukes:
4CaO + 2Al = Ca(AlO2)2 + 3Ca

Fysiske egenskaper:

Et sølvgrått metall med et kubisk ansiktssentrert gitter, betydelig hardere enn alkalimetaller. Smeltepunkt 842°C, kokepunkt 1484°C, tetthet 1,55 g/cm3. Ved høye trykk og temperaturer på ca. 20 K går den over i superledertilstand.

Kjemiske egenskaper:

Kalsium er ikke like aktivt som alkalimetaller, men det må lagres under et lag med mineralolje eller i tett forseglede metallfat. Allerede ved normale temperaturer reagerer den med oksygen og nitrogen i luften, samt med vanndamp. Når den varmes opp, brenner den i luft med en rød-oransje flamme, og danner et oksid med en blanding av nitrider. Som magnesium fortsetter kalsium å brenne i en atmosfære av karbondioksid. Når det oppvarmes, reagerer det med andre ikke-metaller, og danner forbindelser som ikke alltid er tydelige i sammensetningen, for eksempel:
Ca + 6B = CaB 6 eller Ca + P => Ca 3 P 2 (også CaP eller CaP 5)
I alle sine forbindelser har kalsium en oksidasjonstilstand på +2.

De viktigste forbindelsene:

Kalsiumoksid CaO- ("quicklime") et hvitt stoff, et alkalisk oksid, som reagerer kraftig med vann ("quenched") og blir til et hydroksid. Oppnådd ved termisk dekomponering av kalsiumkarbonat.

Kalsiumhydroksid Ca(OH) 2- ("lesket lime") hvitt pulver, lett løselig i vann (0,16g/100g), sterk alkali. En løsning ("kalkvann") brukes til å påvise karbondioksid.

Kalsiumkarbonat CaCO 3- grunnlaget for de fleste naturlige kalsiummineraler (kritt, marmor, kalkstein, skjellbergart, kalsitt, islandsspar). I sin rene form er stoffet hvitt eller fargeløst. krystaller. Ved oppvarming (900-1000 C) brytes ned og danner kalsiumoksid. Ikke p-rim, reagerer med syrer, er i stand til å løse seg opp i vann mettet med karbondioksid, og blir til bikarbonat: CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2. Den omvendte prosessen fører til utseendet av kalsiumkarbonatavsetninger, spesielt formasjoner som stalaktitter og stalagmitter
Det finnes også i naturen som en del av dolomitt CaCO 3 * MgCO 3

Kalsiumsulfat CaSO 4- et hvitt stoff, i naturen CaSO 4 * 2H 2 O ("gips", "selenitt"). Sistnevnte, når forsiktig oppvarmet (180 C), blir til CaSO 4 * 0,5 H 2 O ("brent gips", "alabaster") - et hvitt pulver, som, når det blandes med vann, igjen danner CaSO 4 * 2H 2 O i form av et solid, ganske slitesterkt materiale. Litt løselig i vann kan den løses opp i overskudd av svovelsyre og danne hydrogensulfat.

Kalsiumfosfat Ca 3 (PO 4) 2- ("fosforitt"), uløselig, under påvirkning sterke syrer går over i mer løselige kalsiumhydro- og dihydrogenfosfater. Råstoff for produksjon av fosfor, fosforsyre, fosfatgjødsel. Kalsiumfosfater er også inkludert i apatitter, naturlige forbindelser med den omtrentlige formelen Ca 5 3 Y, hvor Y = henholdsvis F, Cl eller OH, fluor, klor eller hydroksyapatitt. Sammen med fosforitt er apatitt en del av beinskjelettet til mange levende organismer, inkl. og mann.

Kalsiumfluorid CaF 2 - (naturlig:"fluoritt", "fluorspat"), et uløselig stoff med hvit farge. Naturlige mineraler har en rekke farger på grunn av urenheter. Gløder i mørket ved oppvarming og UV-bestråling. Det øker fluiditeten ("smeltbarheten") til slagger ved produksjon av metaller, noe som forklarer bruken som fluss.

Kalsiumklorid CaCl 2- fargeløs Kristus. Det er godt løselig i vann. Danner krystallinsk hydrat CaCl 2 *6H 2 O. Vannfritt ("sammensmeltet") kalsiumklorid er et godt tørkemiddel.

Kalsiumnitrat Ca(NO 3) 2- ("kalsiumnitrat") fargeløs. Kristus. Det er godt løselig i vann. En integrert del av pyrotekniske komposisjoner som gir flammen en rød-oransje farge.

Kalsiumkarbid CaС2- reagerer med vann og danner acetylen, for eksempel: CaС 2 + H 2 O = С 2 H 2 + Ca(OH) 2

Applikasjon:

Metallisk kalsium brukes som et sterkt reduksjonsmiddel i produksjonen av noen metaller som er vanskelig å redusere ("kalsiotermi"): krom, sjeldne jordartsmetaller, thorium, uran, etc. I metallurgien av kobber, nikkel, spesialstål og bronse , kalsium og dets legeringer brukes til å fjerne skadelige urenheter av svovel, fosfor, overflødig karbon.
Kalsium brukes også til å binde små mengder oksygen og nitrogen når man oppnår høyvakuum og renser inerte gasser.
Nøytronoverskudd 48 Ca-ioner brukes til syntese av nye kjemiske grunnstoffer, for eksempel grunnstoff nr. 114, . En annen isotop av kalsium, 45Ca, brukes som et radioaktivt sporstoff i studier av den biologiske rollen til kalsium og dets migrasjon i miljøet.

Hovedanvendelsesområdet for en rekke kalsiumforbindelser er produksjon av byggematerialer (sement, bygningsblandinger, gipsplater, etc.).

Kalsium er et av makroelementene i levende organismer, og danner forbindelser som er nødvendige for konstruksjonen av både det indre skjelettet til virveldyr og det ytre skjelettet til mange virvelløse dyr, eggeskallet. Kalsiumioner deltar også i reguleringen av intracellulære prosesser og bestemmer blodpropp. Mangel på kalsium i barndommen fører til rakitt, i alderdommen - til osteoporose. Kilden til kalsium er meieriprodukter, bokhvete, nøtter, og dens absorpsjon lettes av vitamin D. Hvis det er mangel på kalsium, brukes forskjellige medisiner: kalk, kalsiumkloridløsning, kalsiumglukonat, etc.
Massefraksjonen av kalsium i menneskekroppen er 1,4-1,7%, det daglige behovet er 1-1,3 g (avhengig av alder). Overdreven kalsiuminntak kan føre til hyperkalsemi - avsetning av dets forbindelser i indre organer, og dannelse av blodpropp i blodkar. Kilder:
Kalsium (grunnstoff) // Wikipedia. URL: http://ru.wikipedia.org/wiki/Calcium (tilgangsdato: 01/3/2014).
Populært bibliotek av kjemiske elementer: Kalsium. // URL: http://n-t.ru/ri/ps/pb020.htm (01/3/2014).

Ufa State Petroleum Technical University

Institutt for generell og analytisk kjemi

om temaet: «Grunnstoffet kalsium. Egenskaper, produksjon, applikasjon"

Utarbeidet av student av gruppe BTS-11-01 Prokaev G.L.

Førsteamanuensis Krasko S.A.

Introduksjon

Navnets historie og opprinnelse

Å være i naturen

Kvittering

Fysiske egenskaper

Kjemiske egenskaper

Bruk av kalsiummetall

Påføring av kalsiumforbindelser

Biologisk rolle

Konklusjon

Bibliografi

Introduksjon

Kalsium er et element i hovedundergruppen til den andre gruppen, den fjerde perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D.I. Mendeleev, med atomnummer 20. Det er betegnet med symbolet Ca (lat. Kalsium). Det enkle stoffet kalsium (CAS-nummer: 7440-70-2) er et mykt, reaktivt jordalkalimetall med en sølvhvit farge.

Kalsium kalles et jordalkalimetall og er klassifisert som et S-element. På det ytre elektroniske nivået har kalsium to elektroner, så det gir forbindelser: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3, etc. Kalsium er et typisk metall - det har høy affinitet for oksygen, reduserer nesten alle metaller fra oksidene deres, og danner en ganske sterk base Ca(OH)2.

Til tross for at grunnstoff nr. 20 er allestedsnærværende, har ikke alle kjemikere sett elementært kalsium. Men dette metallet, både i utseende og oppførsel, ligner ikke i det hele tatt alkalimetaller, kontakt med som er full av fare for brann og brannskader. Den kan trygt lagres i luft, den antennes ikke fra vann.

Elementært kalsium brukes nesten aldri som et strukturelt materiale. Han er for aktiv til det. Kalsium reagerer lett med oksygen, svovel og halogener. Selv med nitrogen og hydrogen, under visse forhold, reagerer det. Miljøet av karbonoksider, inert for de fleste metaller, er aggressivt for kalsium. Det brenner i en atmosfære av CO og CO2.

Navnets historie og opprinnelse

Kalsiumforbindelser - kalkstein, marmor, gips (samt kalk - et produkt av kalsinering av kalkstein) har blitt brukt i konstruksjonen for flere tusen år siden. Frem til slutten av 1700-tallet anså kjemikere kalk for å være et enkelt fast stoff. I 1789 foreslo A. Lavoisier at kalk, magnesia, baritt, alumina og silika er komplekse stoffer.

Å være i naturen

På grunn av sin høye kjemiske aktivitet forekommer ikke kalsium i fri form i naturen.

Kalsium utgjør 3,38 % av massen til jordskorpen (5. mest tallrike etter oksygen, silisium, aluminium og jern).

Isotoper. Kalsium forekommer i naturen som en blanding av seks isotoper: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca og 48Ca, blant hvilke den vanligste - 40Ca - utgjør 96,97%.

Av de seks naturlige isotoper av kalsium er fem stabile. En sjette isotop, 48Ca, den tyngste av de seks og svært sjeldne (den isotopiske overflod er bare 0,187%), ble nylig oppdaget å gjennomgå dobbelt beta-nedbrytning med en halveringstid på 5,3 ×1019 år.

I bergarter og mineraler. Mesteparten av kalsiumet finnes i silikater og aluminosilikater av forskjellige bergarter (granitter, gneiser, etc.), spesielt i feltspat - Ca anortitt.

I form av sedimentære bergarter er kalsiumforbindelser representert av kritt og kalksteiner, hovedsakelig bestående av mineralet kalsitt (CaCO3). Den krystallinske formen av kalsitt - marmor - er mye mindre vanlig i naturen.

Kalsiummineraler som kalsitt CaCO3, anhydritt CaSO4, alabaster CaSO4 0,5H2O og gips CaSO4 2H2O, fluoritt CaF2, apatitt Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomitt MgCO3 CaCO3 er ganske utbredt. Tilstedeværelsen av kalsium- og magnesiumsalter i naturlig vann bestemmer hardheten.

Kalsium, som migrerer kraftig i jordskorpen og samler seg i ulike geokjemiske systemer, danner 385 mineraler (det fjerde største antallet mineraler).

Migrasjon i jordskorpen. I den naturlige migrasjonen av kalsium spilles en betydelig rolle av "karbonatlikevekt", assosiert med den reversible reaksjonen av interaksjonen av kalsiumkarbonat med vann og karbondioksid med dannelsen av løselig bikarbonat:

CaCO3 + H2O + CO2 ↔ Ca (HCO3)2 ↔ Ca2+ + 2HCO3ˉ

(likevekten skifter til venstre eller høyre avhengig av konsentrasjonen av karbondioksid).

Biogen migrasjon. I biosfæren finnes kalsiumforbindelser i nesten alt av dyre- og plantevev (se også nedenfor). En betydelig mengde kalsium finnes i levende organismer. Således er hydroksyapatitt Ca5(PO4)3OH, eller, i en annen oppføring, 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2, grunnlaget for beinvevet til virveldyr, inkludert mennesker; Skjellene og skjellene til mange virvelløse dyr, eggeskall osv. er laget av kalsiumkarbonat CaCO3 I levende vev hos mennesker og dyr er det 1,4-2 % Ca (i massefraksjon); i en menneskekropp som veier 70 kg, er kalsiuminnholdet omtrent 1,7 kg (hovedsakelig i den intercellulære substansen i beinvev).

Kvittering

Fritt metallisk kalsium oppnås ved elektrolyse av en smelte bestående av CaCl2 (75-80%) og KCl eller fra CaCl2 og CaF2, samt aluminotermisk reduksjon av CaO ved 1170-1200 °C:

CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Det er også utviklet en metode for å produsere kalsium ved termisk dissosiasjon av kalsiumkarbid CaC2

Fysiske egenskaper

Kalsiummetall finnes i to allotropiske modifikasjoner. Stabil opp til 443°C α -Ca med kubisk gitter, høyere stabilitet β-Ca med kubisk kroppssentrert gittertype α -Fe. Standard entalpi ΔH0 overgang α → β er 0,93 kJ/mol.

Kalsium er et lettmetall (d = 1,55), sølvhvit i fargen. Det er hardere og smelter ved en høyere temperatur (851 ° C) sammenlignet med natrium, som ligger ved siden av det i det periodiske systemet. Dette forklares med at det er to elektroner per kalsiumion i metallet. Derfor kjemisk forbindelse Den har en sterkere binding mellom ioner og elektrongass enn natrium. På kjemiske reaksjoner Kalsiumvalenselektroner overføres til atomer av andre grunnstoffer. I dette tilfellet dannes dobbeltladede ioner.

Kjemiske egenskaper

Kalsium er et typisk jordalkalimetall. Den kjemiske aktiviteten til kalsium er høy, men lavere enn for alle andre jordalkalimetaller. Det reagerer lett med oksygen, karbondioksid og fuktighet i luften, og det er grunnen til at overflaten av kalsiummetall vanligvis er matt grå, så i laboratoriet lagres kalsium vanligvis, som andre jordalkalimetaller, i en tett lukket krukke under et lag av parafin eller flytende parafin.

I rekken av standardpotensialer er kalsium plassert til venstre for hydrogen. Standardelektrodepotensialet til Ca2+/Ca0-paret er -2,84 V, så kalsium reagerer aktivt med vann, men uten tenning:

2H2O = Ca(OH)2 + H2 + Q.

Kalsium reagerer med aktive ikke-metaller (oksygen, klor, brom) under normale forhold:

Ca + O2 = 2CaO, Ca + Br2 = CaBr2.

Ved oppvarming i luft eller oksygen antennes kalsium. Kalsium reagerer med mindre aktive ikke-metaller (hydrogen, bor, karbon, silisium, nitrogen, fosfor og andre) ved oppvarming, for eksempel:

Ca + H2 = CaH2, Ca + 6B = CaB6,

Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2,

Ca + 2P = Ca3P2 (kalsiumfosfid),

kalsiumfosfider av sammensetningene CaP og CaP5 er også kjent;

Ca + Si = Ca2Si (kalsiumsilisid),

Kalsiumsilicider av sammensetningene CaSi, Ca3Si4 og CaSi2 er også kjent.

Forekomsten av reaksjonene ovenfor er som regel ledsaget av frigjøring av en stor mengde varme (det vil si at disse reaksjonene er eksoterme). I alle forbindelser med ikke-metaller er oksidasjonstilstanden til kalsium +2. De fleste av kalsiumforbindelsene med ikke-metaller brytes lett ned av vann, for eksempel:

CaH2+ 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2,N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.

Ca2+-ionet er fargeløst. Når løselige kalsiumsalter tilsettes flammen, blir flammen mursteinsrød.

Kalsiumsalter som CaCl2-klorid, CaBr2-bromid, CaI2-jodid og Ca(NO3)2-nitrat er svært løselige i vann. Uløselige i vann er fluorid CaF2, karbonat CaCO3, sulfat CaSO4, ortofosfat Ca3(PO4)2, oksalat CaC2O4 og noen andre.

Det er viktig at, i motsetning til kalsiumkarbonat CaCO3, er surt kalsiumkarbonat (bikarbonat) Ca(HCO3) 2 løselig i vann. I naturen fører dette til følgende prosesser. Når kaldt regn eller elvevann, mettet med karbondioksid, trenger inn under jorden og faller på kalkstein, observeres deres oppløsning:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2.

På de samme stedene der vann mettet med kalsiumbikarbonat kommer til jordens overflate og varmes opp solstråler, den omvendte reaksjonen skjer:

Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O.

Slik overføres store masser av stoffer i naturen. Som et resultat kan det dannes store hull under jorden, og vakre "istapper" - stalaktitter og stalagmitter - dannes i huler.

Tilstedeværelsen av oppløst kalsiumbikarbonat i vann bestemmer i stor grad den midlertidige hardheten til vannet. Det kalles midlertidig fordi når vann koker, brytes bikarbonat ned og CaCO3 utfelles. Dette fenomenet fører for eksempel til at det over tid dannes skjell i kjelen.

kalsiummetall kjemisk fysisk

Hovedbruken av kalsiummetall er som reduksjonsmiddel ved produksjon av metaller, spesielt nikkel, kobber og rustfritt stål. Kalsium og dets hydrid brukes også til å produsere vanskelige å redusere metaller som krom, thorium og uran. Kalsium-blylegeringer brukes i batterier og lagerlegeringer. Kalsiumgranulat brukes også til å fjerne spor av luft fra vakuumenheter. Løselige kalsium- og magnesiumsalter forårsaker generell vannhardhet. Hvis de er tilstede i vann i små mengder, kalles vannet mykt. Hvis innholdet av disse saltene er høyt, anses vann som hardt. Hardhet elimineres ved koking; for å eliminere vannet fullstendig, blir det noen ganger destillert.

Metallotermi

Rent metallisk kalsium er mye brukt i metallotermi for produksjon av sjeldne metaller.

Legering av legeringer

Rent kalsium brukes til å legere bly som brukes til produksjon av batteriplater og vedlikeholdsfrie startbatterier med lav selvutladning. Metallisk kalsium brukes også til produksjon av høykvalitets kalsiumbabbits BKA.

Kjernefysisk fusjon

48Ca-isotopen er det mest effektive og mest brukte materialet for produksjon av supertunge grunnstoffer og oppdagelsen av nye grunnstoffer i det periodiske systemet. For eksempel, når det gjelder bruk av 48Ca-ioner for å produsere supertunge elementer i akseleratorer, dannes kjernene til disse elementene hundrevis og tusenvis av ganger mer effektivt enn ved bruk av andre "prosjektiler" (ioner).

Påføring av kalsiumforbindelser

Kalsiumhydrid. Ved å varme opp kalsium i hydrogenatmosfære får man CaH2 (kalsiumhydrid) som brukes i metallurgi (metallotermi) og i produksjon av hydrogen i felt.

Optiske og lasermaterialer. Kalsiumfluorid (fluoritt) brukes i form av enkeltkrystaller i optikk (astronomiske objektiver, linser, prismer) og som lasermateriale. Kalsiumwolframat (scheelitt) i form av enkeltkrystaller brukes i laserteknologi og også som scintillator.

Kalsiumkarbid. Kalsiumkarbid CaC2 er mye brukt til produksjon av acetylen og for reduksjon av metaller, samt i produksjon av kalsiumcyanamid (ved å varme opp kalsiumkarbid i nitrogen til 1200 °C, er reaksjonen eksoterm, utført i cyanamidovner) .

Kjemiske strømkilder. Kalsium, så vel som dets legeringer med aluminium og magnesium, brukes i termiske elektriske reservebatterier som en anode (for eksempel kalsium-kromatelement). Kalsiumkromat brukes i slike batterier som en katode. Det særegne ved slike batterier er en ekstremt lang holdbarhet (tiår) i passende tilstand, evnen til å fungere under alle forhold (plass, høyt trykk), høy spesifikk energi når det gjelder vekt og volum. Ulempe: kort levetid. Slike batterier brukes der det er nødvendig å skape kolossal elektrisk kraft i en kort periode (ballistiske missiler, noen romfartøyer, etc.).

Brannsikre materialer. Kalsiumoksid, både i fri form og som en del av keramiske blandinger, brukes i produksjon av ildfaste materialer.

Medisiner. I medisin eliminerer Ca-medisiner lidelser forbundet med mangel på Ca-ioner i kroppen (tetany, spasmofili, rakitt). Ca-preparater reduserer overfølsomhet for allergener og brukes til å behandle allergiske sykdommer (serumsyke, søvnig feber, etc.). Ca-preparater reduserer økt vaskulær permeabilitet og har en anti-inflammatorisk effekt. De brukes til hemorragisk vaskulitt, strålingssyke, inflammatoriske prosesser (lungebetennelse, pleuritt, etc.) og noen hudsykdommer. Foreskrevet som et hemostatisk middel, for å forbedre aktiviteten til hjertemuskelen og forbedre effekten av digitalis-preparater, som en motgift mot forgiftning med magnesiumsalter. Sammen med andre legemidler brukes Ca-preparater for å stimulere fødselen. Ca-klorid administreres oralt og intravenøst.

Ca-preparater inkluderer også gips (CaSO4), brukt i kirurgi for gipsavstøpninger, og kritt (CaCO3), foreskrevet internt for økt surhet av magesaft og for tilberedning av tannpulver.

Biologisk rolle

Kalsium er et vanlig makronæringsstoff i kroppen til planter, dyr og mennesker. Hos mennesker og andre virveldyr finnes det meste av det i skjelettet og tennene i form av fosfater. Skjelettene til de fleste grupper av virvelløse dyr (svamper, korallpolypper, bløtdyr osv.) består av ulike former for kalsiumkarbonat (kalk). Kalsiumioner er involvert i blodkoagulasjonsprosesser, samt i å sikre konstant osmotisk trykk i blodet. Kalsiumioner fungerer også som en av de universelle sekundære budbringere og regulerer en rekke intracellulære prosesser - muskelkontraksjon, eksocytose, inkludert utskillelse av hormoner og nevrotransmittere, etc. Kalsiumkonsentrasjonen i cytoplasma til menneskelige celler er omtrent 10−7 mol, i intercellulære væsker ca. 10−3 mol.

Det meste av kalsiumet som kommer inn i menneskekroppen med mat finnes i meieriprodukter; det gjenværende kalsiumet kommer fra kjøtt, fisk og noen planteprodukter (spesielt belgfrukter). Absorpsjonen skjer både i tykktarmen og tynntarmen og lettes av et surt miljø, vitamin D og vitamin C, laktose og umettede fettsyrer. Magnesiums rolle i kalsiummetabolismen er viktig; med sin mangel blir kalsium "vasket ut" fra bein og avsatt i nyrene (nyrestein) og muskler.

Aspirin, oksalsyre og østrogenderivater forstyrrer absorpsjonen av kalsium. Når det kombineres med oksalsyre, produserer kalsium vannuløselige forbindelser som er komponenter i nyrestein.

På grunn av det store antallet prosesser knyttet til det, er kalsiuminnholdet i blodet nøyaktig regulert, og med riktig ernæring oppstår ikke en mangel. Langvarig fravær fra kostholdet kan forårsake kramper, leddsmerter, døsighet, vekstdefekter og forstoppelse. Dypere mangel fører til konstante muskelkramper og osteoporose. Misbruk av kaffe og alkohol kan forårsake kalsiummangel, siden noe av det skilles ut i urinen.

Produkter Kalsium, mg/100 g

Sesam 783

Brennesle 713

Stor plantain 412

Sardiner i olje 330

Eføy budra 289

Hunderose 257

Mandel 252

Groblad lanseolist. 248

Hasselnøtt 226

Brønnkarse 214

Soyabønner tørre 201

Barn under 3 år - 600 mg.

Barn fra 4 til 10 år - 800 mg.

Barn fra 10 til 13 år - 1000 mg.

Ungdom fra 13 til 16 år - 1200 mg.

Ungdom 16 og eldre - 1000 mg.

Voksne fra 25 til 50 år - fra 800 til 1200 mg.

Gravide og ammende kvinner - fra 1500 til 2000 mg.

Konklusjon

Kalsium er et av de mest tallrike grunnstoffene på jorden. Det er mye av det i naturen: fjellkjeder og leirbergarter dannes av kalsiumsalter, det finnes i sjø- og elvevann, og er en del av plante- og dyreorganismer.

Kalsium omgir konstant byboere: nesten alle hovedbyggematerialer - betong, glass, murstein, sement, kalk - inneholder dette elementet i betydelige mengder.

Naturligvis, med slike kjemiske egenskaper, kan kalsium ikke eksistere i naturen i fri tilstand. Men kalsiumforbindelser - både naturlige og kunstige - har fått overordnet betydning.

Bibliografi

1.Redaksjon: Knunyants I. L. (sjefredaktør) Kjemisk leksikon: i 5 bind - Moskva: Sovietleksikon, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 s.

2.Doronin. N.A. Calcium, Goskhimizdat, 1962. 191 s. med illustrasjoner.

.Dotsenko V.A. - Terapeutisk og forebyggende ernæring. - Spørsmål. ernæring, 2001 - N1-s.21-25

4.Bilezikian J. P. Calcium and bone metabolism // I: K. L. Becker, red.

5.M.H. Karapetyants, S.I. Drakin - Generell og uorganisk kjemi, 2000. 592 s. med illustrasjoner.

Kalsium er svært vanlig i naturen i form av ulike forbindelser. I jordskorpen ligger den på femteplass, utgjør 3,25 %, og finnes oftest i form av kalkstein CaCO3, dolomitt CaCO3*MgCO3, gips CaSO4*2H2O, fosforitt Ca3(PO4)2 og flusspat CaF2, uten å telle en signifikant andel kalsium i sammensetningen av silikatbergarter. Sjøvann inneholder i gjennomsnitt 0,04 % (vekt) kalsium

Fysisk og Kjemiske egenskaper kalsium

Kalsium er i undergruppen av jordalkalimetaller i gruppe II i det periodiske system av grunnstoffer; serienummer 20, atomvekt 40,08, valens 2, atomvolum 25,9. Kalsiumisotoper: 40 (97 %), 42 (0,64 %), 43 (0,15 %), 44 (2,06 %), 46 (0,003 %), 48 (0,185 %). Elektronisk struktur av kalsiumatomet: 1s2, 2s2p6, 3s2p6, 4s2. Atomradiusen er 1,97 A, ioneradiusen er 1,06 A. Opp til 300° har kalsiumkrystaller form som en kube med sentrerte flater og sidestørrelse 5,53 A, over 450° har de en sekskantet form. Den spesifikke vekten til kalsium er 1,542, smeltepunkt 851°, kokepunkt 1487°, smeltevarme 2,23 kcal/mol, fordampningsvarme 36,58 kcal/mol. Atomvarmekapasitet for fast kalsium Cр = 5,24 + 3,50*10В-3 T for 298-673° K og Cp = 6,29+1,40*10В-3T for 673-1124° K; for flytende kalsium Cp = 7,63. Entropien til fast kalsium er 9,95 ± 1, gassformig ved 25° 37,00 ± 0,01.
Dampelastisiteten til fast kalsium ble studert av Yu.A. Priselkov og A.N. Nesmeyanov, P. Douglas og D. Tomlin. Verdiene for det mettede damptrykket til kalsium er gitt i tabellen. 1.

Når det gjelder termisk ledningsevne, nærmer kalsium seg natrium og kalium, ved temperaturer på 20-100° er koeffisienten for lineær ekspansjon 25 * 10v-6, ved 20° er den elektriske resistiviteten 3,43 μ ohm/cm3, fra 0 til 100° temperaturkoeffisient for elektrisk motstand er 0,0036. Elektrokjemisk ekvivalent 0,74745 g/a*t. Kalsiumstrekkfasthet 4,4 kg/mm2, Brinell hardhet 13, forlengelse 53 %, relativ kontraksjon 62 %.
Kalsium har en sølvhvit farge og skinner når den brytes. I luft er metallet dekket med en tynn blågrå film av nitrid, oksid og delvis kalsiumperoksid. Kalsium er fleksibelt og formbart; det kan bearbeides på en dreiebenk, bores, kuttes, sages, presses, trekkes osv. Jo renere metall, desto større formbarhet.
I spenningsserien er kalsium blant de mest elektronegative metallene, noe som forklarer dens høye kjemiske aktivitet. Ved romtemperatur reagerer ikke kalsium med tørr luft, ved 300° og over oksiderer det intensivt, og med sterk oppvarming brenner det med en lys oransje-rødaktig flamme. I fuktig luft oksiderer kalsium gradvis, og blir til hydroksid; Den reagerer relativt sakte med kaldt vann, men fortrenger hydrogen kraftig fra varmt vann og danner hydroksid.
Nitrogen reagerer merkbart med kalsium ved en temperatur på 300° og svært intensivt ved 900° med dannelse av nitrid Ca3N2. Med hydrogen ved en temperatur på 400° danner kalsium hydridet CaH2. Kalsium binder seg ikke til tørre halogener, med unntak av fluor, ved romtemperatur; intensiv dannelse av halogenider skjer ved 400° og over.
Sterk svovelsyre (65-60° Be) og salpetersyre har en svak effekt på rent kalsium. Blant vandige løsninger av mineralsyrer er saltsyre veldig sterk, salpetersyre er sterk og svovelsyre er svak. I konsentrerte NaOH-løsninger og brusløsninger blir kalsium nesten ikke ødelagt.

applikasjon

Kalsium brukes i økende grad i ulike bransjer. Nylig skaffet han seg veldig viktig som reduksjonsmiddel ved produksjon av en rekke metaller. Rent uranmetall oppnås ved å redusere uranfluorid med kalsiummetall. Kalsium eller dets hydrider kan brukes til å redusere titanoksider, så vel som oksider av zirkonium, thorium, tantal, niob og andre sjeldne metaller. Kalsium er et godt deoksideringsmiddel og avgasser i produksjonen av kobber, nikkel, krom-nikkel-legeringer, spesialstål, nikkel og tinnbronse; det fjerner svovel, fosfor og karbon fra metaller og legeringer.
Kalsium danner ildfaste forbindelser med vismut, så det brukes til å rense bly fra vismut.
Kalsium tilsettes ulike lette legeringer. Det bidrar til å forbedre ingotoverflaten, finkornstørrelsen og redusere oksidasjon. Lagerlegeringer som inneholder kalsium er mye brukt. Blylegeringer (0,04 % Ca) kan brukes til å lage kabelkapper.
Kalsium brukes til dehydrering av alkoholer og løsningsmidler for avsvovling av petroleumsprodukter. Legeringer av kalsium med sink eller med sink og magnesium (70 % Ca) brukes til å produsere porøs betong av høy kvalitet. Kalsium er en del av antifriksjonslegeringer (bly-kalsium babbit).
På grunn av evnen til å binde oksygen og nitrogen, brukes kalsium eller kalsiumlegeringer med natrium og andre metaller til rensing av edelgasser og som en getter i vakuumradioutstyr. Kalsium brukes også til å produsere hydrid, som er en kilde til hydrogen i felten. Med karbon danner kalsium kalsiumkarbid CaC2, som brukes i store mengder for å produsere acetylen C2H2.

Utviklingshistorie

Dewi oppnådde først kalsium i form av et amalgam i 1808 ved å bruke elektrolyse av våt kalk med en kvikksølvkatode. I 1852 fikk Bunsen et amalgam med høyt kalsiuminnhold ved elektrolyse av en saltsyreløsning av kalsiumklorid. I 1855 oppnådde Bunsen og Matthiessen rent kalsium ved elektrolyse av CaCl2 og Moissan ved elektrolyse av CaF2. I 1893 forbedret Borchers elektrolysen av kalsiumklorid betydelig ved å bruke katodekjøling; Arndt i 1902 oppnådde ved elektrolyse et metall som inneholdt 91,3% Ca. Ruff og Plata brukte en blanding av CaCl2 og CaF2 for å redusere elektrolysetemperaturen; Borchers og Stockham oppnådde en svamp ved en temperatur under smeltepunktet for kalsium.
Problemet med elektrolytisk produksjon av kalsium ble løst av Rathenau og Suter, og foreslo metoden for elektrolyse med en berøringskatode, som snart ble industriell. Det har vært mange forslag og forsøk på å produsere kalsiumlegeringer ved elektrolyse, spesielt på en flytende katode. Ifølge F.O. Banzel, kalsiumlegeringer kan oppnås ved elektrolyse av CaF2 med tilsetning av salter eller fluoroksider av andre metaller. Poulene og Melan forberedte en Ca-Al-legering på en flytende aluminiumkatode; Kügelgen og Seward oppnådde en Ca-Zn-legering på en sinkkatode. Produksjonen av Ca-Zn-legeringer ble studert i 1913 av W. Moldenhauer og J. Andersen, og de fremstilte også Pb-Ca-legeringer på en blykatode. Koba, Simkins og Gire brukte en 2000 A blykatodeelektrolysator og oppnådde en legering med 2 % Ca ved en strømeffektivitet på 20 %. I. Tselikov og V. Wasinger tilsatte NaCl til elektrolytten for å oppnå en legering med natrium; R.R. Syromyatnikov blandet legeringen og oppnådde 40-68 % strømeffektivitet. Kalsiumlegeringer med bly, sink og kobber produseres ved elektrolyse i industriell skala
Den termiske metoden for å produsere kalsium har tiltrukket seg betydelig interesse. Aluminotermisk reduksjon av oksider ble oppdaget i 1865 av H.H. Beketov. I 1877 oppdaget Malet samspillet mellom en blanding av kalsium, barium og strontiumoksider med aluminium ved oppvarming.Winkler forsøkte å redusere de samme oksidene med magnesium; Biltz og Wagner, som reduserte kalsiumoksid med aluminium i vakuum, oppnådde et lavt utbytte av metall. Gunz i 1929 oppnådde bedre resultater. A.I. Voinitsky i 1938 reduserte kalsiumoksid i laboratoriet med aluminium og silisiumlegeringer. Metoden ble patentert i 1938. På slutten av andre verdenskrig fikk den termiske metoden industriell anvendelse.
I 1859 foreslo Caron en metode for å produsere natriumlegeringer med jordalkalimetaller ved påvirkning av metallisk natrium på kloridene deres. Ved hjelp av denne metoden får man kalsium (og barin) i en legering med bly Før andre verdenskrig ble den industrielle produksjonen av kalsium ved elektrolyse utført i Tyskland og Fraksjon. I Bieterfeld (Tyskland) ble det i perioden fra 1934 til 1939 produsert 5-10 tonn kalsium årlig USAs behov for kalsium ble dekket av import, som utgjorde 10-25 g per år i perioden 1920-1940. Siden 1940, da importen fra Frankrike opphørte, begynte USA å produsere kalsium selv i betydelige mengder ved elektrolyse; på slutten av krigen begynte de å skaffe kalsium ved å bruke den vakuum-termiske metoden; ifølge S. Loomis nådde produksjonen 4,5 tonn per dag. I følge Minerale Yarbook produserte Dominium Magnesium i Canada kalsium per år:

Informasjon om omfanget av kalsiumfrigjøring over i fjor mangler.

17.12.2019

Far Cry-serien fortsetter å glede sine spillere med stabilitet. Etter så lang tid blir det klart hva du må gjøre i dette spillet. Jakt, overlevelse, fangst...

16.12.2019

Når du lager et boligdesign, Spesiell oppmerksomhet bør gis til interiøret i stuen - det vil bli sentrum av "universet" ditt ....

15.12.2019

Det er umulig å forestille seg å bygge et hus uten bruk av stillas. Slike strukturer brukes også i andre områder av økonomisk aktivitet. MED...

14.12.2019

Sveising dukket opp som en metode for permanent sammenføyning av metallprodukter for litt mer enn et århundre siden. Samtidig er det umulig å overvurdere betydningen for øyeblikket. I...

14.12.2019

Optimalisering av plassen rundt er ekstremt viktig for både små og store varehus. Dette forenkler arbeidet betraktelig og gir...

13.12.2019

Metallfliser er metalltakmaterialer. Overflaten på arkene er belagt med polymermaterialer og sink. Naturfliser imiteres av materialet...

13.12.2019

Testutstyr har blitt mye brukt på ulike felt. Kvaliteten må være upåklagelig. For å oppnå dette målet er enhetene utstyrt...

Kalsium(kalsium), ca, kjemisk element Gruppe II i Mendeleevs periodiske system, atomnummer 20, atommasse 40,08; sølv-hvit lettmetall. Det naturlige elementet er en blanding av seks stabile isotoper: 40 ca, 42 ca, 43 ca, 44 ca, 46 ca og 48 ca, hvorav 40 ca er den vanligste (96,97%).

Ca-forbindelser - kalkstein, marmor, gips (så vel som kalk - et produkt av kalsinering av kalkstein) ble allerede brukt i konstruksjon i antikken. Helt til slutten av 1700-tallet. kjemikere anså kalk for å være et enkelt fast stoff. I 1789 A. Lavoisier antydet at kalk, magnesia, baritt, alumina og silika er komplekse stoffer. I 1808 Davy Ved å utsette en blanding av våtlesket kalk med kvikksølvoksid for elektrolyse med en kvikksølvkatode, tilberedte han et amalgam ca, og ved å destillere kvikksølv fra det fikk han et metall kalt "kalsium" (fra latin calx, genitiv calcis - kalk) .

Utbredelse i naturen. Når det gjelder utbredelse i jordskorpen, ligger ca på 5. plass (etter O, si, al og fe); innhold 2,96 vekt%. Det migrerer kraftig og akkumuleres i ulike geokjemiske systemer, og danner 385 mineraler (4. plass i antall mineraler). Det er lite ca i jordens mantel og sannsynligvis enda mindre i jordens kjerne (i jern meteoritter 0,02 %). ca dominerer i den nedre delen av jordskorpen, og samler seg i hovedbergartene; mesteparten av ca er inneholdt i feltspat anortitt ca; innholdet i basiske bergarter er 6,72 %, i sure bergarter (granitter etc.) 1,58 %. I biosfæren oppstår en usedvanlig skarp differensiering av ca, hovedsakelig assosiert med "karbonatlikevekt": når karbondioksid interagerer med karbonat caco 3, dannes løselig bikarbonat Ca (HCO 3) 2:

CaCO 3 + h 2 o + co 2<=>Ca (HCO 3) 2<=>ca 2+ + 2hco 3 -.

Denne reaksjonen er reversibel og er grunnlaget for omfordeling av ca. Med høyt co2-innhold i vann er ca i løsning, og med lavt co2-innhold faller mineralet kalsitt CaCO3 ut og danner tykke avleiringer av kalkstein, kritt og marmor.

Biogen migrasjon spiller også en stor rolle i historien til ca. I levende materie av elementene - metaller - er ca den viktigste. Det er kjent organismer som inneholder mer enn 10 % ca (mer karbon), og bygger skjelettet fra ca-forbindelser, hovedsakelig fra CaCO 3 (kalkalger, mange bløtdyr, pigghuder, koraller, jordstengler, etc.). Begravelsen av skjelettene til marine dyr og planter er assosiert med akkumulering av kolossale masser av alger, koraller og andre kalksteiner, som, som stuper ned i jordens dyp og mineraliserer, blir til forskjellige typer marmor.

Store områder med fuktig klima (skogsoner, tundra) er preget av mangel på ca - her er den lett utvasket fra jorda. Dette er assosiert med lav fruktbarhet i jorda, lav produktivitet hos husdyr, deres lille størrelse og ofte skjelettsykdommer. Derfor er kalking av jord, fôring av husdyr og fugler osv. av stor betydning. Tvert imot, i tørt klima er CaCO 3 vanskelig å løse opp, så landskapet i stepper og ørkener er rike på ca. I saltmyrer og saltsjøer hoper det seg ofte opp gips caso 4 · 2t 2 o.

Elver bringer mye ca til havet, men det henger ikke i havvannet (gjennomsnittlig innhold 0,04%), men er konsentrert i skjelettene til organismer og, etter deres død, avsettes det til bunnen hovedsakelig i form av CaCO 3. Kalkholdig silt er utbredt på bunnen av alle hav på dyp på ikke mer enn 4000 m(På store dyp løses CaCO 3 opp; organismer der opplever ofte en mangel på Ca).

Grunnvann spiller en viktig rolle i ca-migrasjon. I kalkmassiver utvasker de noen steder kraftig CaCO 3, som er knyttet til utviklingen karst, dannelse av huler, stalaktitter og stalagmitter. I tillegg til kalsitt var det i sjøene fra tidligere geologiske epoker utbredt avsetning av fosfater ca (for eksempel Karatau-fosforittavsetningene i Kasakhstan), dolomitt CaCO 3 · mgco 3, og i laguner under fordampning - gips.

I løpet av geologisk historie økte biogen karbonatdannelse og kjemisk utfelling av kalsitt redusert. I det prekambriske hav (for over 600 millioner år siden) var det ingen dyr med kalkholdige skjeletter; de ble utbredt siden kambrium (koraller, svamper, etc.). Dette er assosiert med det høye innholdet av co 2 i den prekambriske atmosfæren.

Fysiske og kjemiske egenskaper. Krystallgitter av a-form ca (stabil ved ordinær temperatur), ansiktssentrert kubikk EN= 5,56 å. Atomradius 1,97 å, ionradius ca 2+, 1,04 å. Tetthet 1,54 g/cm 3(20 °C). Over 464 °C er den sekskantede b-formen stabil. t pl 851°c, t topp 1482°c; temperaturkoeffisient for lineær ekspansjon 22? 10-6 (0-300°c); termisk ledningsevne ved 20 °C 125,6 W/(m? K) eller 0,3 cal/(cm? sek°C); spesifikk varmekapasitet (0-100 °C) 623,9 j/(kg? TIL) eller 0,149 cal/(G? °c); elektrisk resistivitet ved 20°c 4,6? 10 -8 ohm? m eller 4,6? 10 -6 ohm? cm; temperaturkoeffisient for elektrisk motstand 4,57? 10-3 (20°c). Elastisitetsmodul 26 Gn/m 2 (2600 kgf/mm 2); strekkfasthet 60 Mn/m 2 (6 kgf/mm 2); elastisk grense 4 Mn/m 2 (0,4 kgf/mm 2), flytegrense 38 Mn/m 2 (3,8 kgf/mm 2); relativ forlengelse 50%; Brinell hardhet 200-300 Mn/m 2 (20-30 kgf/mm 2). K. av tilstrekkelig høy renhet er plast, lett presset, rullet og skjærende.

Konfigurasjonen av det ytre elektronskallet til atomet er ca 4s 2, ifølge hvilken ca i forbindelser er 2-valent. Kjemisk er ca veldig aktiv. Ved normale temperaturer interagerer ca lett med oksygen og fuktighet i luften, så den oppbevares i hermetisk lukkede beholdere eller under mineralolje. Når den varmes opp i luft eller oksygen, antennes den, og gir det grunnleggende oksidet cao. Peroksidene ca - cao 2 og CaO 4 er også kjent. Ca reagerer raskt med kaldt vann først, deretter bremses reaksjonen på grunn av dannelsen av en film av ca (oh) 2. ca reagerer kraftig med varmt vann og syrer, og frigjør h 2 (bortsett fra konsentrert hno 3). Det reagerer med fluor i kulde, og med klor og brom - over 400 ° C, og gir henholdsvis caf 2, cacl 2 og cabr 2. Disse halogenidene i smeltet tilstand danner såkalte underforbindelser med ca - caf, caci, i som er formelt monovalent. Ved oppvarming, ca med svovel viser seg kalsiumsulfid cas, sistnevnte tilsetter svovel, og danner polysulfider (cas 2, cas 4, etc.). Interaksjon med tørt hydrogen ved 300-400 °C ca danner hydridet cah 2 - en ionisk forbindelse hvor hydrogen er et anion. Ved 500 °C gir ca og nitrogen nitrid ca 3 n 2; interaksjonen mellom ca og ammoniakk i kulde fører til kompleks ammoniakk ca 6. Ved oppvarming uten lufttilgang med grafitt, silisium eller fosfor gir ca hhv kalsiumkarbid cac 2, silicider casi 2 og fosfid ca 3 p 2. ca danner intermetalliske forbindelser med al, ag, au, cu, li, mg, pb, sn, etc.

Kvittering og søknad. I industrien oppnås ca på to måter: 1) ved å varme opp en brikettblanding av cao og al-pulver ved 1200 ° C i et vakuum på 0,01-0,02 mmHg st.; frigjort ved reaksjonen: 6cao +2al = 3 CaO? l 2 o 3 + 3Ca-damper kondenserer på en kald overflate; 2) ved elektrolyse av smelten cacl 2 og kcl med en flytende kobber-kalsium-katode, fremstilles en legering cu - ca (65% ca), hvorfra ca destilleres av ved en temperatur på 950-1000 ° C i vakuum på 0,1-0,001 mmHg st.

I form av et rent metall brukes ca som et reduksjonsmiddel for u, th, cr, v, zr, cs, rb og noen sjeldne jordmetaller fra deres forbindelser. Den brukes også til deoksidering av stål, bronse og andre legeringer, for fjerning av svovel fra petroleumsprodukter, for dehydrering av organiske væsker, for rensing av argon fra nitrogenurenheter og som en gassabsorber i elektriske vakuumapparater. Mye brukt i teknologi antifriksjonsmaterialer pb-na-ca-systemer, samt pb-ca-legeringer som brukes til fremstilling av elektriske kabelkapper. Ca-si-ca (silisium-kalsium)-legeringen brukes som et deoksidasjonsmiddel og avgassingsmiddel i produksjon av høykvalitetsstål. For informasjon om bruk av K-forbindelser, se de aktuelle artiklene.

A. Ya. Fischer, A. I. Perelman.

Kalsium i kroppen . ca - en av næringsstoffer nødvendig for den normale livsprosessen. Det finnes i alle vev og væsker hos dyr og planter. Bare sjeldne organismer kan utvikle seg i et miljø uten ca, i noen organismer når ca-innholdet 38 %; hos mennesker - 1,4-2%. Celler av plante- og dyreorganismer krever strengt definerte forhold mellom ca 2+, na + og K + ioner i ekstracellulære miljøer. Planter får ca fra jorda. I henhold til deres forhold til ca, er planter delt inn i kalsifiler Og calcephobes. Dyr får ca fra mat og vann. ca er nødvendig for dannelsen av en rekke cellulære strukturer, opprettholde normal permeabilitet av ytre cellemembraner, for befruktning av egg fra fisk og andre dyr, og aktivering av en rekke enzymer. Ca 2+ ioner overfører eksitasjon til muskelfiberen, får den til å trekke seg sammen, øker kraften til hjertesammentrekninger, øker den fagocytiske funksjonen til leukocytter, aktiverer systemet med beskyttende blodproteiner og deltar i koagulasjonen. I celler finnes nesten all ca i form av forbindelser med proteiner, nukleinsyrer, fosfolipider, i komplekser med uorganiske fosfater og organiske syrer. I blodplasmaet til mennesker og høyerestående dyr kan bare 20-40 % av ca assosieres med proteiner. Hos dyr med skjelett brukes opptil 97-99% av all ca som byggemateriale: hos virvelløse dyr hovedsakelig i form av caco 3 (bløtdyrskjell, koraller), hos virveldyr - i form av fosfater. Mange virvelløse dyr lagrer ca før de smelter for å bygge et nytt skjelett eller for å sikre vitale funksjoner under ugunstige forhold.

Innholdet av ca i blodet til mennesker og høyerestående dyr reguleres av hormoner fra biskjoldbruskkjertelen og skjoldbruskkjertelen. Vitamin D spiller en kritisk rolle i disse prosessene. Absorpsjon av ca skjer i fremre del av tynntarmen. Absorpsjonen av ca forringes med en reduksjon i surhet i tarmen og avhenger av forholdet mellom ca, P og fett i maten. Det optimale ca/p-forholdet i kumelk er ca. 1,3 (i poteter 0,15, i bønner 0,13, i kjøtt 0,016). Med et overskudd av P eller oksalsyre i maten forverres absorpsjonen av ca, gallesyrer akselererer absorpsjonen. Optimale Ca/fett-forhold i menneskemat er 0,04-0,08 G ca med 1 G fett Ca-utskillelse skjer hovedsakelig gjennom tarmen. Pattedyr i perioden amming mister mye ca med melk. Med forstyrrelser av fosfor-kalsiummetabolismen hos unge dyr og barn, rakitt, hos voksne dyr - endringer i skjelettets sammensetning og struktur ( osteomalacia).

I. A. Skulsky.

I medisin eliminerer bruken av ca-medisiner lidelser forbundet med mangel på ca 2+ ioner i kroppen (tetany, spasmofili, rakitt). CA-preparater reduserer overfølsomhet for allergener og brukes til å behandle allergiske sykdommer (serumsyke, urticaria, angioødem, høysnue, etc.). CA-preparater reduserer økt vaskulær permeabilitet og har en anti-inflammatorisk effekt. De brukes til hemorragisk vaskulitt, strålingssyke, inflammatoriske og ekssudative prosesser (lungebetennelse, pleuritt, endometritt, etc.) og noen hudsykdommer. Foreskrevet som hemostatiske midler, for å forbedre aktiviteten til hjertemuskelen og forbedre effekten av digitalis-preparater; som svake diuretika og som motgift mot forgiftning med magnesiumsalter. Sammen med andre legemidler brukes ca-medisiner for å stimulere fødselen. Kalsiumklorid administreres oralt og intravenøst. Ossocalcinol (15 % steril suspensjon av spesialtilberedt benpulver i ferskenolje) er foreslått for vevsterapi. Ca-medisiner inkluderer også gips (caso 4), brukt i kirurgi for gips, og kritt (CaCO 3), foreskrevet internt for økt surhet av magesaft og for fremstilling av tannpulver.

Litt.: Kort kjemisk leksikon, vol. 2, M., 1963, s. 370-75; Rodyakin V.V., Kalsium, dets forbindelser og legeringer, M., 1967; Kaplansky S. Ya., Mineralutveksling, M. - L., 1938; Vishnyakov S.I., Metabolisme av makroelementer hos husdyr, M., 1967.