С какво взаимодейства калцият. Физични свойства на калция

Сред всички елементи на периодичната система могат да се разграничат няколко от тях, без които не само се развиват различни заболявания в живите организми, но като цяло е невъзможно да се живее и расте нормално. Един от тях е калцият.

Интересно е, че когато става дума за този метал, като просто вещество, той няма полза за хората, дори и вреда. Трябва обаче само да споменем Ca 2+ йони и веднага има много точки, характеризиращи тяхното значение.

Позиция на калция в периодичната система

Характеризирането на калция, както всеки друг елемент, започва с посочване на неговата позиция в периодичната таблица. В крайна сметка, това дава възможност да се научи много за даден атом:

ядрен заряд;
броят на електроните и протоните, неутроните;
степен на окисление, най-висока и най-ниска;
електронна конфигурация и други важни неща.

Елементът, който разглеждаме, се намира в четвъртия голям период от втората група, основната подгрупа и има пореден номер 20. Също така химическата периодична таблица показва атомното тегло на калция - 40,08, което е средната стойност на съществуващата изотопи на даден атом.

Степента на окисление е едно, винаги постоянно, равно на +2. Формула CaO. Латинското наименование на елемента е калций, оттук и символът за атома на Са.

Характеристика на калция като просто вещество

При нормални условия този елемент е сребристо-бял метал. Формулата за калция като просто вещество е Ca. Поради високата си химическа активност, той е в състояние да образува много съединения, принадлежащи към различни класове.

В твърдо агрегатно състояние той не е включен в човешкото тяло, следователно е важен за промишлени и технически нужди (главно химически синтез).

Той е един от най-разпространените метали в земната кора, около 1,5%. Принадлежи към групата на алкалноземните, тъй като при разтваряне във вода дава алкали, но в природата се среща под формата на множество минерали и соли. Много калций (400 mg / l) е включен в състава на морската вода.

Кристална клетка

Характеристиката на калция се обяснява със структурата на кристалната решетка, която може да бъде от два вида (тъй като има алфа и бета форма):

кубичен лицево центриран;
обемни.

Видът на връзката в молекулата е метален, в местата на решетката, както при всички метали, има атом-йони.

Да бъдеш сред природата

В природата има няколко основни вещества, които съдържат този елемент.

Морска вода.
Скали и минерали.
Живи организми (черупки и черупки, костна тъкан и т.н.).
Подземни води в земната кора.

Могат да бъдат идентифицирани следните видове скали и минерали, които са естествени източници на калций.

Доломитът е смес от калциев и магнезиев карбонат.
Флуоритът е калциев флуорид.
Гипс - CaSO 4 2H 2 O.
Калцит - тебешир, варовик, мрамор - калциев карбонат.
Алабастър - CaSO 4 0.5H 2 O.
Апатити.

Общо са изолирани около 350 различни минерала и скали, които съдържат калций.

Методи за получаване

Дълго време не беше възможно да се изолира металът в свободна форма, тъй като химическата му активност е висока, в природата не можете да го намерите в чиста форма. Следователно до 19 век (1808 г.) въпросният елемент е друга загадка, носена от периодичната таблица.

Английският химик Хъмфри Дейви успя да синтезира калция като метал. Именно той за първи път открива особеностите на взаимодействието на стопилки на твърди минерали и соли с електрически ток. Към днешна дата най-подходящият начин за получаване на този метал е електролизата на неговите соли, като:

смес от калциев и калиев хлорид;
смес от флуорид и калциев хлорид.

Също така е възможно да се извлече калций от неговия оксид чрез широко разпространения в металургията метод на алуминотермията.

Физически свойства

Физическите характеристики на калция могат да бъдат описани в няколко точки.

Агрегатно състояние - твърдо при нормални условия.
Точка на топене - 842 0 С.
Металът е мек и може да се реже с нож.
Цвят - сребристо бял, лъскав.
Притежава добри проводими и топлопроводими свойства.
При продължително нагряване той се превръща в течно, след това в парно състояние, губейки своите метални свойства. Точката на кипене е 1484 0 С.

Физическите свойства на калция имат една особеност. Когато се приложи натиск върху метал, той в даден момент губи своите метални свойства и способността да провежда електричество. Въпреки това, при по-нататъшно увеличаване на въздействието, той отново се възстановява и се проявява като свръхпроводник, превъзхождащ няколко пъти останалите елементи по отношение на тези показатели.

Химични свойства

Активността на този метал е много висока. Следователно има много взаимодействия, в които калцият влиза. Реакциите с всички неметали са общи за него, защото е много силен като редуктор.

При нормални условия той лесно реагира с образуването на съответните бинарни съединения с: халогени, кислород.
При нагряване: водород, азот, въглерод, силиций, фосфор, бор, сяра и др.
На открито той незабавно взаимодейства с въглероден диоксид и кислород, поради което се покрива със сив цвят.
Реагира бурно с киселини, понякога с възпаление.

Интересни свойства на калция се проявяват, когато става въпрос за него в състава на соли. И така, красиви пещери, растящи по тавана и стените, не са нищо повече от образувани с течение на времето от вода, въглероден диоксид и бикарбонат под въздействието на процеси в подземните води.

Като се има предвид колко активен е металът в нормалното си състояние, той се съхранява в лаборатории като алкални. В тъмни стъклени съдове, с плътно затворен капак и под слой керосин или парафин.

Качествена реакция на калциевия йон е цветът на пламъка в красив, наситен тухлено-червен цвят. Също така е възможно да се идентифицира металът в състава на съединенията чрез неразтворимо утаяване на някои от неговите соли (калциев карбонат, флуорид, сулфат, фосфат, силикат, сулфит).

Метални връзки

Разновидностите на металните съединения са, както следва:

оксид;
хидроксид;
калциеви соли (средни, киселинни, основни, двойни, комплексни).

Калциевият оксид, известен като CaO, се използва за създаване на строителен материал (вар). Ако гасите оксида с вода, получавате съответния хидроксид, който проявява свойствата на алкали.

От голямо практическо значение са различните калциеви соли, които се използват в различните сектори на икономиката. Какви видове соли съществуват, вече споменахме по-горе. Ще дадем примери за видовете тези съединения.

Средни соли - карбонат CaCO 3, фосфат Ca 3 (PO 4) 2 и др.
Киселинно - хидросулфат CaHSO 4.
Основен - бикарбонат (CaOH) 3 PO 4.
Комплекс - Cl 2.
Двойно - 5Ca (NO 3) 2 * NH 4 NO 3 * 10H 2 O.

Именно под формата на съединения от този клас калцият е важен за биологичните системи, тъй като солите са източник на йони за тялото.

Биологична роля

Защо калцият е важен за човешкото тяло? Има няколко причини.

Именно йоните на този елемент са част от междуклетъчното вещество и тъканната течност, участващи в регулирането на механизмите на възбуждане, производството на хормони и невротрансмитери.
Калцият се натрупва в костите, зъбния емайл в количество от около 2,5% от общото телесно тегло. Това е доста и играе важна роля за укрепване на тези структури, поддържане на тяхната здравина и стабилност. Без това растежът на един организъм е невъзможен.
Съсирването на кръвта зависи и от въпросните йони.
Той е част от сърдечния мускул, участва в неговото възбуждане и свиване.
Участва в процесите на екзоцитоза и други вътреклетъчни промени.

Ако количеството на консумирания калций не е достатъчно, тогава се развиват заболявания като:

рахит;
остеопороза;
кръвни заболявания.

Дневната норма за възрастен е 1000 mg, а за деца от 9 години - 1300 mg. За да предотвратите излишък от този елемент в организма, не трябва да превишавате посочената доза. В противен случай може да се развие чревно заболяване.

За всички останали живи същества калцият е еднакво важен. Например, въпреки че много от тях нямат скелет, външните средства за укрепването им също са образувания от този метал. Между тях:

миди;
миди и стриди;
гъби;
коралови полипи.

Всички те носят на гърба си или по принцип образуват в процеса на живот един вид външен скелет, който ги предпазва от външни влияния и хищници. Основният му компонент са калциевите соли.

Гръбначните, както и хората, се нуждаят от въпросните йони за нормален растеж и развитие и ги получават с храната.

Има много опции, с които е възможно да се попълни липсващата норма на елемент в тялото. Най-доброто от всичко, разбира се, естествените методи - продукти, съдържащи желания атом. Въпреки това, ако по някаква причина това е недостатъчно или невъзможно, медицинският път също е приемлив.

И така, списъкът с храни, съдържащи калций, е нещо подобно:

млечни и кисели млечни продукти;
риба;
зеленина;
зърнени храни (елда, ориз, пълнозърнести печени изделия);
някои цитрусови плодове (портокали, мандарини);
бобови растения;
всички ядки (особено бадеми и орехи).

Ако сте алергични към някои продукти или не можете да ги използвате по друга причина, тогава препарати, съдържащи калций, ще помогнат за попълване на нивото на необходимия елемент в организма.

Всички те са соли на този метал, които имат способността лесно да се усвояват от организма, бързо да се абсорбират в кръвта и червата. Сред тях най-популярните и използвани са следните.

Калциев хлорид - разтвор за инжекции или перорално приложение за възрастни и деца. Различава се по концентрацията на сол в състава, използва се за "горещи инжекции", защото предизвиква точно такова усещане при инжектиране. Има форми с плодов сок за по-лесно поглъщане.
Предлага се под формата на таблетки (0,25 или 0,5 g) и разтвори за интравенозни инжекции. Често съдържа различни плодови добавки под формата на таблетки.
Калциев лактат - предлага се в таблетки от 0,5 g.

Начало / Лекции 1 курс / Обща и органична химия / Въпрос 23. Калций / 2. Физични и химични свойства

Физически свойства. Калцият е сребристо бял ковък метал, който се топи при 850 градуса. С и кипи при 1482 градуса. C. Той е много по-твърд от алкалните метали.

Химични свойства. Калцият е активен метал. Така че, при нормални условия, той лесно взаимодейства с атмосферен кислород и халогени:

2 Ca + O2 = 2 CaO (калциев оксид);

Ca + Br2 = CaBr2 (калциев бромид).

Калцият реагира с водород, азот, сяра, фосфор, въглерод и други неметали при нагряване:

Ca + H2 = CaH2 (калциев хидрид);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (калциев нитрид);

Ca + S = CaS (калциев сулфид);

3 Ca + 2 P = Ca3P2 (калциев фосфид);

Ca + 2 C = CaC2 (калциев карбид).

Калцият взаимодейства бавно със студена вода и много енергично с гореща вода:

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

Калцият може да отстрани кислорода или халогените от оксиди и халогениди на по-малко активни метали, т.е. има редуциращи свойства:

5 Ca + Nb2 O5 = CaO + 2 Nb;

1. Да бъдеш сред природата
3. Получаване
4. Приложение

www.medkurs.ru

Калций | директория Pesticides.ru

За много хора познанията за калция са ограничени само от факта, че този елемент е необходим за здрави кости и зъби. Къде другаде се съдържа, защо е необходимо и колко е необходимо, не всеки има идея. Въпреки това, калцият се намира в много познати съединения, както естествени, така и създадени от човека. Креда и вар, пещерни сталактити и сталагмити, древни вкаменелости и цимент, гипс и алабастър, млечни продукти и лекарства против остеопороза - всичко това и много други се характеризират с високо съдържание на калций.

Този елемент е получен за първи път от Г. Дейви през 1808 г. и в началото не се използва много активно. Въпреки това сега този метал е петият по големина в света по отношение на производството и търсенето му се увеличава от година на година. Основната употреба на калция е производството на строителни материали и смеси. Необходимо е обаче да се построят не само къщи, но и живи клетки. В човешкото тяло калцият е част от скелета, прави възможни мускулни контракции, осигурява съсирването на кръвта, регулира активността на редица храносмилателни ензими и изпълнява други, доста многобройни функции. Не по-малко важно е и за други живи обекти: животни, растения, гъби и дори бактерии. В същото време нуждата от калций е доста висока, което позволява да се припише на броя на макроелементите.

Калций (Калций), Ca е химичен елемент от основната подгрупа на група II на периодичната система на Менделеев. Атомният номер е 20. Атомната маса е 40,08.

Калцият е алкалоземен метал. В свободно състояние, ковък, доста твърд, бял. По плътност принадлежи към леките метали.

Плътност - 1,54 g / cm3,
Точка на топене - +842 ° C,
Точката на кипене е +1495 ° C.

Калцият има изразени метални свойства. При всички съединения степента на окисление е +2.

Във въздуха той е покрит със слой оксид, когато се нагрява, той изгаря с червеникав, ярък пламък. Той реагира бавно със студена вода и бързо измества водорода от горещата вода и образува хидроксид. При взаимодействие с водород образува хидриди. При стайна температура реагира с азот, за да образува нитриди. Също така лесно се комбинира с халогени и сяра, намалява металните оксиди при нагряване.

Калцият е един от най-разпространените елементи в природата. В земната кора съдържанието му е равно на 3% от масата. Среща се под формата на отлагания от тебешир, варовик, мрамор (естествена разновидност на калциев карбонат CaCO3). Има обилни находища на гипс (CaSO4 x 2h3O), фосфорит (Ca3 (PO4) 2 и различни калций-съдържащи силикати.

Вода

... Калциевите соли почти винаги присъстват в естествената вода. От тях само гипсът е слабо разтворим в него. Със съдържанието на въглероден диоксид във водата, калциевият карбонат преминава в разтвор под формата на бикарбонат Ca (HCO3) 2.

Твърда вода

... Естествената вода с голямо количество калциеви или магнезиеви соли се нарича твърда вода.

Мека вода

... При ниско съдържание на тези соли или тяхното отсъствие водата се нарича мека.

Почва

... Като правило почвите са достатъчно снабдени с калций. И тъй като калцият се съдържа в по-голяма маса във вегетативната част на растенията, отстраняването му с реколтата е незначително.

Загубата на калций от почвата се получава в резултат на излугването му от валежи. Този процес зависи от гранулометричния състав на почвите, количеството на валежите, растителните видове, формите и дозите на вар и минерални торове. В зависимост от тези фактори, загубите на калций от обработваемия слой варират от няколко десетки до 200 - 400 kg/ha и повече.

Съдържание на калций в различни видове почви

Подзолистите почви съдържат 0,73% (от сухото почвено вещество) калций.

Сива гора - 0,90% калций.

Черноземи - 1,44% калций.

Серозем - 6,04% калций.

В растението калцият е под формата на фосфати, сулфати, карбонати, под формата на соли на пектинова и оксалова киселини. Почти до 65% от калция в растенията може да се отстрани с вода. Останалото е чрез третиране със слаба оцетна и солна киселини. Най-вече калцият се намира в стареещите клетки.

Симптоми на калциев дефицит според:
Културата	Симптоми на дефицит
Чести симптоми	Избелване на апикалния бъбрек; Избелване на млади листа; Върховете на листата са огънати надолу; Краищата на листата се извиват нагоре;
картофи	Горните листа цъфтят слабо; Точката на растеж на стъблото умира; По краищата на листата има светла ивица, по-късно потъмнява; Краищата на листата са навити;
Бяло зеле и карфиол	По листата на младите растения, хлоротични петна (мраморни) или бели ивици по краищата; При старите растения листата се навиват и върху тях се появяват изгаряния; Точката на растеж умира
	Крайните дялове на листата отмират Цветята падат; Върху плодовете във връхната част се появява тъмно петно, което се увеличава с растежа на плода (върховно гниене на доматите)
	Върховите пъпки отмират; Краищата на младите листа са обърнати нагоре, външният вид е накъсан, впоследствие умират; Горните части на леторастите отмират; Увреждане на върховете на корените; В пулпата на плода - кафяви петна (горчиви костилки); Вкусът на плодовете се влошава; Търговията на плодовете намалява

Функции на калция

Ефектът на този елемент върху растенията е многостранен и като правило положителен. калций:

Укрепва обмяната на веществата;
Играе важна роля в движението на въглехидратите;
Влияе върху метаморфозата на азотните вещества;
Ускорява консумацията на протеини за съхранение на семената по време на поникване;
Играе роля в процеса на фотосинтеза;
силен антагонист на други катиони, предотвратява прекомерното им навлизане в растителните тъкани;
Влияе върху физикохимичните свойства на протоплазмата (вискозитет, пропускливост и др.), а оттам и върху нормалното протичане на биохимичните процеси в растението;
Калциевите съединения с пектинови вещества слепват стените на отделните клетки заедно;
Влияе върху активността на ензимите.

Трябва да се отбележи, че ефектът на калциевите съединения (вар) върху активността на ензимите се изразява не само в пряко действие, но и поради подобряване на физикохимичните свойства на почвата и нейния хранителен режим. Освен това варуването на почвата значително влияе върху процесите на биосинтез на витамини.

Липса (дефицит) на калций в растенията

Липсата на калций засяга преди всичко развитието на кореновата система. Образуването на коренови косми спира върху корените. Външните клетки на корена се унищожават.

Този симптом се проявява както с липса на калций, така и с нарушение на равновесието на хранителния разтвор, тоест преобладаването на едновалентни натриеви, калиеви и водородни катиони в него.

В допълнение, наличието на нитратен азот в почвения разтвор засилва приема на калций в растителните тъкани, а амоняк - го намалява.

Признаци на калциев глад се очакват, когато съдържанието на калций е по-малко от 20% от капацитета на катионния обмен на почвата.

Симптоми Визуално дефицитът на калций се установява по следните признаци:

В корените на растенията се наблюдават повредени връхчета с кафяв цвят;
Точката на растеж се деформира и умира;
Цветя, яйчници и пъпки падат;
Плодовете са повредени от некроза;
Отбелязва се хлоротичност на листата;
Върховата пъпка умира и растежът на стъблото спира.

Зелето, люцерната и детелината са силно чувствителни към наличието на калций. Установено е, че същите растения се характеризират и с повишена чувствителност към киселинността на почвата.

Отравянето с минерален калций води до междужилкова хлороза с белезникави некротични петна. Те могат да бъдат оцветени или да имат концентрични пръстени, пълни с вода. Някои растения реагират на излишния калций чрез отглеждане на листни розетки, отмиране на издънки и окапване на листа. Симптомите са подобни на външен вид с липсата на желязо и магнезий.

Източникът на попълване на калций в почвата са торове с вар. Те са разделени на три групи:

Твърди варовикови скали;
Меки варовити скали;
Промишлени отпадъци с високо съдържание на вар.

Според съдържанието на CaO и MgO твърдите варовикови скали се подразделят на:

варовици (55–56% CaO и до 0,9% MgO);
доломитизирани варовици (42–55% CaO и до 9% MgO);
доломити (32–30% CaO и 18–20% MgO).

варовик

- основни варови торове. Съдържа 75-100% Ca и Mg оксиди по отношение на CaCO3.

Доломитизиран варовик

... Съдържа 79-100% от активното вещество (ae) по отношение на CaCO3. Препоръчва се в сеитбообръщения с картофи, бобови растения, лен, кореноплодни култури, както и на силно оподзолени почви.

Мергел

... Съдържа до 25-15% CaCO3 и примеси под формата на глина с пясък до 20-40%. Действа бавно. Препоръчва се за използване на леки почви.

тебешир

... Съдържа 90-100% CaCO3. Действието е по-бързо от варовика. Това е ценен варов тор във фино смлян вид.

Изгоряла вар

(CaO). Съдържанието на CaCO3 е над 70%. Характеризира се като силен и бързодействащ варовик.

Гасена вар

(Ca (OH) 2). Съдържание на CaCO3 - 35% и повече. Освен това е силен и бързодействащ варов тор.

Доломитово брашно

... Съдържанието на CaCO3 и MgCO3 е около 100%. Действието е по-бавно от варовитите туфи. Обикновено се използва там, където се изисква магнезий.

Варовикови туфи

... Съдържание на CaCO3 - 15–96%, примеси - до 25% глина и пясък, 0,1% P2O5. Действието е по-бързо от варовика.

Дефектна мръсотия (дефект)

... Състои се от CaCO3 и Ca(OH)2. Съдържанието на варовик за CaO е до 40%. Присъства и азот - 0,5% и P2O5 - 1–2%. Това са отпадъците от заводите за захарно цвекло. Препоръчва се за използване не само за понижаване на киселинността на почвите, но и в райони с цвекло, растящо върху черноземни почви.

Шистова пепел от циклони

... Сух прашен материал. Съдържанието на активното вещество е 60-70%. Отнася се за промишлени отпадъци.

Прах от пещи и циментови заводи

... Съдържанието на CaCO3 трябва да надвишава 60%. На практика се използва във ферми, разположени в непосредствена близост до циментови заводи.

Металургични шлаки

... Използват се в районите на Урал и Сибир. Нехигроскопичен, лесен за пръскане. Те трябва да съдържат най-малко 80% CaCO3, да имат съдържание на влага не повече от 2%. Гранулометричният състав е важен: 70% - по-малко от 0,25 mm, 90% - по-малко от 0,5 mm.

Органични торове. Съдържанието на Ca по отношение на CaCO3 е 0,32–0,40%.

Фосфатна скала. Съдържанието на калций е 22% по отношение на CaCO3.

Торовете с вар се използват не само за осигуряване на почвата и растенията с калций. Основната цел на тяхното използване е варуването на почвата. Това е метод за химическа рекултивация. Той е насочен към неутрализиране на излишната киселинност на почвата, подобряване на нейните агрофизични, агрохимични и биологични свойства, снабдяване на растенията с магнезий и калций, мобилизиране и обездвижване на макроелементи и микроелементи, създаване на оптимални водно-физични, физически, въздушни условия за живота на култивираните растения.

Ефективност на варуването на почвите

Едновременно с задоволяването на нуждите на растенията от калций като елемент от минералното хранене, варуването води до множество положителни промени в почвите.

Влиянието на варуването върху свойствата на някои почви

Калцият допринася за коагулацията на почвените колоиди и предотвратява тяхното излугване. Това води до по-лесна обработка на почвата, подобрена аерация.

В резултат на варуването:

песъчливите хумусни почви увеличават водопоглъщащата си способност;
на тежки глинести почви се образуват почвени агрегати и буци, които подобряват водопропускливостта.

По-специално, органичните киселини се неутрализират и Н-йони се изместват от абсорбиращия комплекс. Това води до елиминиране на обмена и намаляване на хидролитната киселинност на почвата. В същото време се наблюдава подобрение в катионния състав на почвения абсорбиращ комплекс, което се получава поради замяната на водородните и алуминиеви йони с калциеви и магнезиеви катиони. Това повишава насищането на почвата с основи и повишава абсорбционната способност.

Ефект на варуването върху снабдяването с азот на растенията

След варуването положителните агрохимични свойства на почвата и нейната структура могат да се запазят няколко години. Това допринася за създаването на благоприятни условия за засилване на полезните микробиологични процеси за мобилизиране на хранителните вещества. Увеличава се активността на свободно живеещите в почвата амонификатори, нитрификатори, азотфиксиращи бактерии.

Варуването насърчава увеличеното размножаване на нодулните бактерии и подобреното снабдяване с азот на растението гостоприемник. Установено е, че бактериалните торове губят своята ефективност върху кисели почви.

Влиянието на варуването върху доставката на пепелни елементи в растенията

Варуването допринася за доставката на пепелни елементи в растението, тъй като активността на бактериите, които разграждат органичните фосфорни съединения на почвата и допринасят за прехода на железни и алуминиеви фосфати към наличните калциево-фосфатни соли, се увеличава. Варуването на кисели почви засилва микробиологичните и биохимичните процеси, което от своя страна увеличава количеството на нитратите, както и усвоимите форми на фосфор и калий.

Ефект на варуването върху формата и наличието на макро- и микроелементи

Варуването увеличава количеството на калций, а когато се използва доломитно брашно, магнезий. В същото време токсичните форми на мангана и алуминия стават неразтворими и се превръщат в утаена форма. Наличието на елементи като желязо, мед, цинк, манган намалява. Азот, сяра, калий, калций, магнезий, фосфор и молибден стават все по-достъпни.

Ефект на варуването върху ефекта на физиологично киселинните торове

Варуването повишава ефективността на физиологично киселинните минерални торове, особено на амонячните и калиеви торове.

Положителният ефект на физиологично киселинните торове изчезва без добавяне на вар и с течение на времето може да се превърне в отрицателен. Така на наторените парцели добивите са дори по-малки, отколкото на неторените. Комбинацията от варуване с използването на торове повишава тяхната ефективност с 25-50%.

При варуването в почвата се активират ензимни процеси, по които косвено се съди за нейното плодородие.

Съставител: P.I.Grigorovskaya

Страницата е въведена: 12/05/13 00:40

Последна актуализация: 22.05.14 16:25

Литературни източници:

Глинка Н.Л. Обща химия. Учебник за университети. Издателство: Л: Химия, 1985, с. 731

Минеев В.Г. Агрохимия: Учебник. - 2-ро издание, преработено и допълнено - Москва: Издателство на Московския държавен университет, Издателство КолосС, 2004.– 720 стр., С. болен .: болен. - (Класически университетски учебник).

Петров Б.А., Селиверстов Н.Ф. Минерално хранене на растенията. Справочник за ученици и градинари. Екатеринбург, 1998.79 стр.

Енциклопедия за деца. Том 17. Химия. / Глава. изд. V.A. Володин. - М .: Аванта +, 2000 .-- 640 с., Ил.

Ягодин Б.А., Жуков Ю.П., Кобзаренко В.И. Агрохимия / Под редакцията на Б.А. Ягодина.– М.: Колос, 2002.– 584 с.: тиня (Учебници и учебни помагала за студенти от висшите учебни заведения).

Изображения (преработени):

20 Ca калций, лицензиран CC BY

Дефицит на калций в пшеницата, от CIMMYT, лицензиран от CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Калцият и неговата роля за човечеството - Химия

Калцият и неговата роля за човечеството

Въведение

Да бъдеш сред природата

Получаване

Физически свойства

Химични свойства

Приложение на калциеви съединения

Биологична роля

Заключение

Библиография

Въведение

Калцият е елемент от основната подгрупа на втората група, четвъртия период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 20. Означава се със символа Ca (латински калций). Простото вещество калций (CAS номер: 7440-70-2) е мек, реактивен алкалоземен метал със сребристо бял цвят.

Въпреки повсеместното разпространение на елемент #20, дори химиците не всички са виждали елементарен калций. Но този метал, както външно, така и по поведение, е напълно различен от алкалните метали, комуникацията с които е изпълнена с опасност от пожари и изгаряния. Може безопасно да се съхранява на въздух, не е запалим от вода. Механичните свойства на елементарния калций не го правят „черна овца“ в семейството на металите: калцият превъзхожда много от тях по сила и твърдост; може да се върти на струг, да се изтегля в тел, да се кове, да се пресова.

И все пак елементарният калций почти никога не се използва като структурен материал. Той е твърде активен за това. Калцият лесно реагира с кислород, сяра, халогени. Дори с азот и водород, той реагира при определени условия. Средата от въглеродни оксиди, инертна за повечето метали, е агресивна за калция. Той гори в атмосфера на CO и CO2.

История и произход на името

Калциевите съединения - варовик, мрамор, гипс (както и вар - продукт на изпичане на варовик) са били използвани в строителния бизнес преди няколко хилядолетия. До края на 18 век химиците смятали вара за просто тяло. През 1789 г. А. Лавоазие предполага, че вар, магнезия, барит, алуминиев оксид и силициев диоксид са сложни вещества.

Да бъдеш сред природата

Поради високата си химическа активност свободният калций не се среща в природата.

Калцият представлява 3,38% от масата на земната кора (5-то най-разпространено след кислорода, силиция, алуминия и желязото).

Изотопи. Калцият се среща в природата под формата на смес от шест изотопа: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, сред които най-разпространеният - 40Ca - е 96,97%.

От шестте естествени изотопа на калция пет са стабилни. Наскоро беше открито, че шестият изотоп 48Ca, най-тежкият от шестте и много рядък (изотопното му изобилие е само 0,187%), претърпява двоен бета разпад с период на полуразпад от 5,3 × 1019 години.

В скали и минерали. По-голямата част от калция се съдържа в силикати и алумосиликати на различни скали (гранити, гнайси и др.), особено в фелдшпат - анортит Ca.

Под формата на седиментни скали калциевите съединения са представени от креда и варовик, състоящи се главно от минерала калцит (CaCO3). Кристалната форма на калцита - мрамор - се среща много по-рядко в природата.

Доста широко разпространени са калциевите минерали като калцит CaCO3, анхидрит CaSO4, алабастър CaSO4 0,5h3O и гипс CaSO4 2h3O, флуорит CaF2, апатит Ca5 (PO4) 3 (F, Cl, OH), доломит MgCO3 CaCO3. Наличието на калциеви и магнезиеви соли в естествената вода определя нейната твърдост.

Калцият, който енергично мигрира в земната кора и се натрупва в различни геохимични системи, образува 385 минерала (четвърти по брой минерали).

Миграция в земната кора. В естествената миграция на калция съществена роля играе "карбонатното равновесие", свързано с обратимата реакция на взаимодействието на калциев карбонат с вода и въглероден диоксид с образуването на разтворим бикарбонат:

CaCO3 + h3O + CO2 - Ca (HCO3) 2 - Ca2 + + 2HCO3-

(равновесието се измества наляво или надясно, в зависимост от концентрацията на въглероден диоксид).

Биогенна миграция. В биосферата калциевите съединения се намират в почти всички животински и растителни тъкани (вижте също по-долу). Значително количество калций се намира в живите организми. И така, хидроксиапатит Ca5 (PO4) 3OH, или, в друга нотация, 3Ca3 (PO4) 2 · Ca (OH) 2 - основата на костната тъкан на гръбначните животни, включително хората; черупките и черупките на много безгръбначни, яйчени черупки и др. са съставени от калциев карбонат CaCO3.В живите тъкани на хората и животните 1,4-2% Ca (по масова част); в човешкото тяло с тегло 70 kg съдържанието на калций е около 1,7 kg (главно в състава на междуклетъчното вещество на костната тъкан).

Получаване

Свободният метален калций се получава чрез електролиза на стопилка, състояща се от CaCl2 (75-80%) и KCl или от CaCl2 и CaF2, както и чрез алуминотермична редукция на CaO при 1170-1200 ° C:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Физически свойства

Металът калций съществува в две алотропни модификации. До 443 ° C, β-Ca с кубична лицево-центрирана решетка (параметър a = 0,558 nm) е стабилна, докато α-Ca с кубична центрирана по тялото решетка от типа α-Fe (параметър a = 0,448 nm) е по-стабилен. Стандартна енталпия?H0 на прехода? >? е 0,93 kJ / mol.

Химични свойства

Калцият е типичен алкалоземен метал. Реактивността на калция е висока, но по-ниска от тази на всички други алкалоземни метали. Той лесно взаимодейства с кислород, въглероден диоксид и влага във въздуха, поради което повърхността на металния калций обикновено е матово сива, така че в лабораторията калцият обикновено се съхранява, подобно на други алкалоземни метали, в плътно затворен буркан под слой керосин или течен парафин.

В серията от стандартни потенциали калцият се намира вляво от водорода. Стандартният електроден потенциал на двойката Ca2 + / Ca0 е 2,84 V, така че калцият реагира активно с вода, но без запалване:

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

Калцият реагира с активни неметали (кислород, хлор, бром) при нормални условия:

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

Когато се нагрява във въздух или кислород, калцият се запалва. Калцият взаимодейства с по-малко активни неметали (водород, бор, въглерод, силиций, азот, фосфор и други) при нагряване, например:

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

3Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2,

3Ca + 2P = Ca3P2 (

калциев фосфид), също са известни калциеви фосфиди от съставите CaP и CaP5;

2Ca + Si = Ca2Si

(калциев силицид), също са известни калциеви силициди от състава CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.

Ходът на горните реакции, като правило, е придружен от отделяне на голямо количество топлина (тоест тези реакции са екзотермични). При всички съединения с неметали степента на окисление на калция е +2. Повечето от калциевите съединения с неметали се разлагат лесно от вода, например:

CaH2 + 2H2O = Ca (OH) 2 + 2H2 ^,

Ca3N2 + 3H2O = 3Ca (OH) 2 + 2Nh4 ^.

Йонът Ca2+ е безцветен. Когато разтворимите калциеви соли се вкарат в пламъка, пламъкът става тухленочервен.

Калциевите соли като хлорид CaCl2, бромид CaBr2, йодид CaI2 и нитрат Ca (NO3) 2 са лесно разтворими във вода. Флуорид CaF2, карбонат CaCO3, сулфат CaSO4, ортофосфат Ca3 (PO4) 2, оксалат CaC2O4 и някои други са неразтворими във вода.

От голямо значение е фактът, че за разлика от калциевия карбонат CaCO3, киселият калциев карбонат (бикарбонат) Ca (HCO3) 2 е разтворим във вода. В природата това води до следните процеси. Когато студена дъждовна или речна вода, наситена с въглероден диоксид, проникне под земята и падне върху варовици, се наблюдава тяхното разтваряне:

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

На същите места, където водата, наситена с калциев бикарбонат, излиза на повърхността на земята и се нагрява от слънчевите лъчи, протича обратната реакция:

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

Така в природата се пренасят големи маси от вещества. В резултат на това под земята могат да се образуват огромни пролуки, а в пещерите се образуват красиви каменни "ледени висулки" - сталактити и сталагмити.

Наличието на разтворен калциев бикарбонат във водата до голяма степен определя временната твърдост на водата. Нарича се временен, защото при кипене на вода бикарбонатът се разлага и CaCO3 се утаява. Това явление води например до факта, че котлен камък се натрупва в чайника с течение на времето.

Приложение на метален калций

Основната употреба на металния калций е като редуциращ агент при производството на метали, особено никел, мед и неръждаема стомана. Калцият и неговият хидрид също се използват за получаване на трудно редуцируеми метали като хром, торий и уран. Калциевите оловни сплави се използват в акумулатори и лагерни сплави. Калциевите гранули се използват и за отстраняване на следи от въздух от вакуумно оборудване.

Металотермия

Чистият метален калций се използва широко в металотермията за производството на редки метали.

Легиране на сплави

Чистият калций се използва за легиране на олово, използвано при производството на акумулаторни плочи, стартерни оловно-киселинни акумулатори, които не се нуждаят от поддръжка с нисък саморазряд. Също така металният калций се използва за производството на висококачествени калциеви бабити BKA.

Ядрен синтез

Приложение на калциеви съединения

Калциев хидрид. Чрез нагряване на калций във водородна атмосфера се получава Cah3 (калциев хидрид), който се използва в металургията (металотермия) и при производството на водород в полето.

Оптични и лазерни материали Калциев флуорид (флуорит) се използва под формата на монокристали в оптиката (астрономически обективи, лещи, призми) и като лазерен материал. Калциевият волфрамат (шеелит) под формата на монокристали се използва в лазерната технология, а също и като сцинтилатор.

Калциев карбид. Калциевият карбид CaC2 се използва широко за производството на ацетилен и за редукция на метали, както и при производството на калциев цианамид (чрез нагряване на калциев карбид в азот при 1200 ° C, реакцията протича екзотермично, извършва се в цианамидни пещи) .

Химически източници на енергия. Калцият, както и неговите сплави с алуминий и магнезий, се използват в резервни термични електрически батерии като анод (например елемент на калциев хромат). Като катод в тези батерии се използва калциев хромат. Особеността на такива батерии е изключително дълъг период на съхранение (десетилетия) в подходящо състояние, способност за работа при всякакви условия (пространство, високо налягане), висока специфична енергия по тегло и обем. Недостатък в кратка продължителност. Такива батерии се използват там, където е необходимо да се създаде колосална електрическа мощност за кратко време (балистични ракети, някои космически кораби и др.).

Огнеупорни материали. Калциевият оксид, както в свободна форма, така и като част от керамични смеси, се използва при производството на огнеупорни материали.

Лекарства. Калциевите съединения се използват широко като антихистамини.

Калциев хлорид

Калциев глюконат

Калциев глицерофосфат

Освен това калциевите съединения се въвеждат в състава на препарати за профилактика на остеопороза, във витаминни комплекси за бременни жени и възрастни хора.

Биологична роля

Калцият е често срещан макроелемент в растенията, животните и хората. При хората и другите гръбначни животни по-голямата част от него се съдържа в скелета и зъбите под формата на фосфати. Скелетите на повечето групи безгръбначни (гъби, коралови полипи, мекотели и др.) са съставени от различни форми на калциев карбонат (вар). Калциевите йони участват в процесите на съсирване на кръвта, както и в осигуряването на постоянно осмотично налягане на кръвта. Калциевите йони служат и като един от универсалните вторични пратеници и регулират различни вътреклетъчни процеси – мускулна контракция, екзоцитоза, включително секрецията на хормони и невротрансмитери и др. Концентрацията на калций в цитоплазмата на човешките клетки е около 10-7 mol, в междуклетъчни течности около 10 ? 3 mol.

Нуждата от калций зависи от възрастта. За възрастни необходимата дневна доза е 800 до 1000 милиграма (mg), а за деца от 600 до 900 mg, което е много важно за децата поради интензивния растеж на скелета. По-голямата част от калция, влизащ в човешкото тяло с храната, се намира в млечните продукти, останалият калций се намира в месото, рибата и някои растителни продукти (особено бобовите растения съдържат много). Абсорбцията се извършва както в дебелото, така и в тънките черва и се улеснява от кисела среда, витамин D и витамин С, лактоза, ненаситени мастни киселини. Важна е и ролята на магнезия в калциевия метаболизъм, при липсата му калцият се „измива“ от костите и се отлага в бъбреците (камъни в бъбреците) и мускулите.

Усвояването на калция се възпрепятства от аспирин, оксалова киселина, естрогенни производни. Когато се комбинира с оксалова киселина, калцият произвежда неразтворими във вода съединения, които са компоненти на камъни в бъбреците.

Поради големия брой процеси, свързани с него, съдържанието на калций в кръвта се регулира прецизно и при правилно хранене не настъпва дефицит. Продължителното отсъствие от диетата може да причини спазми, болки в ставите, сънливост, дефекти в растежа и запек. По-дълбоките дефицити водят до постоянни мускулни крампи и остеопороза. Злоупотребата с кафе и алкохол може да бъде причина за дефицит на калций, тъй като част от него се отделя с урината.

Прекомерните дози калций и витамин D могат да причинят хиперкалциемия, последвана от интензивна калцификация на костите и тъканите (засягайки главно пикочната система). Продължителният излишък нарушава функционирането на мускулните и нервните тъкани, повишава съсирването на кръвта и намалява усвояването на цинк от костните клетки. Максималната дневна безопасна доза за възрастен е 1500 до 1800 милиграма.

Продукти Калций, mg / 100 g

Сусам 783

Коприва 713

Горски слез 505

Живовляк голям 412

Галинсога 372

Сардини в масло 330

Бръшлян Будра 289

Кучешка роза 257

Бадем 252

Живовляк ланцетолист. 248

Лешник 226

Амарантово семе 214

Крес 214

Суха соя 201

Деца под 3 години - 600 mg.

Деца от 4 до 10 години - 800 mg.

Деца от 10 до 13 години - 1000 mg.

Тийнейджъри от 13 до 16 години - 1200 mg.

Млади хора на 16 и повече години - 1000 mg.

Възрастни от 25 до 50 години - 800 до 1200 mg.

Бременни и кърмещи жени - 1500 до 2000 mg.

Заключение

Калцият е един от най-разпространените елементи на земята. В природата има много: скалите и глинестите скали се образуват от калциеви соли, намира се в морска и речна вода, част е от растителни и животински организми.

Калцият постоянно заобикаля жителите на града: почти всички основни строителни материали - бетон, стъкло, тухла, цимент, вар - съдържат този елемент в значителни количества.

Естествено, имайки такива химични свойства, калцият не може да бъде в свободно състояние в природата. Но калциевите съединения - както естествени, така и изкуствени - станаха от първостепенно значение.

Библиография

1. Редакционна колегия.: Кнунянц И.Л. (главен редактор) Химическа енциклопедия: в 5 тома - Москва: Съветска енциклопедия, 1990. - Т. 2. - С. 293. - 671 с.

2. Доронин. Н.А.Калций, Госхимиздат, 1962.191 с. С ил.

3. Доценко VA. - Лечебно-профилактично хранене. - Въпрос. храна, 2001 - N1-стр.21-25

4. Bilezikian J. P. Калций и костен метаболизъм // В: K. L. Becker, изд.

www.e-ng.ru

Светът на науката

Калцият е метален елемент от основната подгрупа II от група 4 от периода на периодичната система от химични елементи. Той принадлежи към семейството на алкалоземните метали. Външното енергийно ниво на калциевия атом съдържа 2 сдвоени s-електрона

Които той е способен енергично да раздаде по време на химични взаимодействия. По този начин Калцият е редуциращ агент и в неговите съединения има степен на окисление +2. В природата калцият се среща само под формата на соли. Масова част на калция в земната кора - 3,6%. Основният природен минерал на калция е калцит CaCO3 и неговите разновидности - варовик, тебешир, мрамор. Съществуват и живи организми (например корали), чийто гръбнак се състои главно от калциев карбонат. Също така важни калциеви минерали са доломит CaCO3 MgCO3, флуорит CaF2, гипс CaSO4 2h3O, апатит, фелдшпат и др. Калцият играе важна роля в живота на живите организми. Масовата част на калция в човешкото тяло е 1,4-2%. Влиза в състава на зъбите, костите, други тъкани и органи, участва в процеса на коагулация на кръвта и стимулира сърдечната дейност. За да осигурите на организма достатъчно количество калций, е наложително да се консумират мляко и млечни продукти, зелени зеленчуци, риба.Простото вещество калций е типичен сребристо-бял метал. Той е доста твърд, пластичен, има плътност 1,54 g / cm3 и точка на топене 842? В. Химически калцият е много активен. При нормални условия той лесно взаимодейства с кислорода и влагата във въздуха, поради което се съхранява в херметически затворени съдове. При нагряване на въздух калцият се запалва и образува оксид: 2Ca + O2 = 2CaO Калцият реагира с хлор и бром при нагряване, а с флуор дори на студено. Продуктите на тези реакции са съответните халогениди, например: Ca + Cl2 = CaCl2 При нагряване на калция със сяра се образува калциев сулфид: Ca + S = CaS. Калцият може да реагира с други неметали. Взаимодействието с вода води до образуването на слабо разтворим калциев хидроксид и отделянето на газообразен водород : Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3 Широко се използва металният калций. Използва се като розкисник при производството на стомани и сплави, като редуциращ агент за производството на някои огнеупорни метали.

Калцият се получава чрез електролиза на стопилка на калциев хлорид. Така калцият е получен за първи път през 1808 г. от Хъмфри Дейви.

worldofscience.ru

калций

КАЛЦИЯ-Аз съм; м.[от лат. calx (calcis) - вар] Химичен елемент (Ca), сребристо-бял метал, който е част от варовик, мрамор и др.

◁ Калций, th, th. К-ти соли.

калций

(лат. Калций), химичен елемент от група II на периодичната таблица, се отнася до алкалоземни метали. Име от лат. calx, генитив калцис е вар. Сребристо-бял метал, плътност 1,54 g / cm 3, т pl 842ºC. Лесно се окислява на въздух при нормални температури. По разпространение в земната кора той заема 5-то място (минерали калцит, гипс, флуорит и др.). Като активен редуктор се използва за получаване на U, Th, V, Cr, Zn, Be и други метали от техните съединения, за разкисляване на стомани, бронзи и др. Влиза в състава на антифрикционните материали. Калциевите съединения се използват в строителството (вар, цимент), калциевите препарати се използват в медицината.

КАЛЦИЯ

КАЛЦИЙ (на латински Calcium), Ca (чете се „калций“), химичен елемент с атомен номер 20, се намира в четвъртия период в група IIA на периодичната система от елементи на Менделеев; атомна маса 40.08. Отнася се до броя на алкалоземните елементи (см.АЛКАЛНОЗЕМНИ МЕТАЛИ).
Естественият калций се състои от смес от нуклиди (см.НУКЛИД)с масови числа 40 (в сместа с тегло 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) и 46 (0,003%). Конфигурация на външния електронен слой 4 с 2 ... В почти всички съединения степента на окисление на калция е +2 (валентност II).
Радиусът на неутралния калциев атом е 0,1974 nm, радиусът на Ca 2+ йона е от 0,114 nm (за координационен номер 6) до 0,148 nm (за координационен номер 12). Енергиите на последователна йонизация на неутрален калциев атом са съответно 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 и 84,5 eV. По скалата на Полинг електроотрицателността на калция е около 1,0. Свободният калций е сребристо бял метал.
История на откритията
Калциевите съединения се срещат навсякъде в природата, така че човечеството е запознато с тях от древни времена. Варът отдавна се използва в строителството (см.ЛИМА)(негасена вар и гасена), която дълго време се смяташе за просто вещество, "земя". Въпреки това през 1808 г. английският учен Г. Дейви (см. DEVI Хъмфри)успя да извади нов метал от вар. За да направи това, Дейви електролизира смес от леко навлажнена гасена вар с живачен оксид и изолира нов метал от амалгамата, образувана на живачния катод, която той нарече калций (от латински calx, genus calcis - вар). В Русия известно време този метал се наричаше "вар".
Да бъдеш сред природата
Калцият е един от най-разпространените елементи на Земята. Той представлява 3,38% от масата на земната кора (5-то място по разпространение след кислорода, силиция, алуминия и желязото). Поради високата си химическа активност свободният калций не се среща в природата. По-голямата част от калция се съдържа в силикатите (см.СИЛИКАТИ)и алумосиликати (см.АЛУМОСИЛИКАТИ)различни скали (гранити (см.ГРАНИТ), гнайси (см.ГНАЙС)и др.). Под формата на седиментни скали, калциевите съединения са представени от креда и варовик, състоящи се главно от минерала калцит (см.КАЛЦИТ)(CaCO 3). Кристалната форма на калцита - мрамор - се среща много по-рядко в природата.
Калциевите минерали като варовик са доста често срещани. (см.варовик) CaCO 3, анхидрит (см.АНХИДРИТ) CaSO 4 и гипс (см.ГИПС) CaSO 4 2H 2O, флуорит (см.ФЛУОРИТ) CaF 2, апатит (см.АПАТИТЕ) Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), доломит (см.ДОЛОМИТ) MgCO 3 · СaCO 3. Наличието на калциеви и магнезиеви соли в естествената вода определя нейната твърдост (см.ТВЪРДОСТ НА ВОДАТА)... Значително количество калций се намира в живите организми. И така, хидроксилапатит Ca 5 (PO 4) 3 (OH), или, в друга нотация, 3Ca 3 (PO 4) 2 · Ca (OH) 2 - основата на костната тъкан на гръбначните животни, включително хората; черупките и черупките на много безгръбначни, яйчени черупки и др. са съставени от калциев карбонат CaCO 3.
Получаване
Металният калций се получава чрез електролиза на стопилка, състояща се от CaCl 2 (75-80%) и KCl или от CaCl 2 и CaF 2, както и чрез алуминотермична редукция на CaO при 1170-1200 ° C:
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Физични и химични свойства
Металът калций съществува в две алотропни модификации (вижте Алотропия (см.АЛОТРОПИЯ)). До 443 ° C a-Ca с кубична лицево-центрирана решетка е стабилна (параметър a = 0,558 nm), по-висока е b-Ca с кубична центрирана по тялото решетка от типа a-Fe (параметър a = 0,448 nm ). Точката на топене на калция е 839 ° C, точката на кипене е 1484 ° C, плътността е 1,55 g / cm 3.
Реактивността на калция е висока, но по-ниска от тази на всички други алкалоземни метали. Той лесно взаимодейства с кислород, въглероден диоксид и влага във въздуха, поради което повърхността на металния калций обикновено е матово сива, така че в лабораторията калцият обикновено се съхранява, подобно на други алкалоземни метали, в плътно затворен буркан под слой керосин.
В серията от стандартни потенциали калцият се намира вляво от водорода. Стандартният електроден потенциал на двойката Ca 2+ / Ca 0 е –2,84 V, така че калцият реагира активно с вода:
Ca + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2.
Калцият реагира с активни неметали (кислород, хлор, бром) при нормални условия:
2Ca + O 2 = 2CaO; Ca + Br 2 = CaBr 2.
Когато се нагрява във въздух или кислород, калцият се запалва. Калцият взаимодейства с по-малко активни неметали (водород, бор, въглерод, силиций, азот, фосфор и други) при нагряване, например:
Ca + H 2 = CaH 2 (калциев хидрид),
Ca + 6B = CaB 6 (калциев борид),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (калциев нитрид)
Ca + 2C = CaC 2 (калциев карбид)
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (калциев фосфид), също са известни калциеви фосфиди от състава CaP и CaP 5;
2Ca + Si = Ca 2 Si (калциев силицид), също са известни калциеви силициди от състава CaSi, Ca 3 Si 4 и CaSi 2.
Ходът на горните реакции, като правило, е придружен от отделяне на голямо количество топлина (т.е. тези реакции са екзотермични). При всички съединения с неметали степента на окисление на калция е +2. Повечето от калциевите съединения с неметали се разлагат лесно от вода, например:
CaH 2 + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + 2H 2,
Ca3N2 + 3H2O = 3Ca (OH)2 + 2NH3.
Калциевият оксид обикновено е основен. В лабораторията и технологията се получава чрез термично разлагане на карбонати:
CaCO 3 = CaO + CO 2.
Техническият калциев оксид CaO се нарича негасена вар.
Той реагира с вода, за да образува Ca (OH) 2 и отделя голямо количество топлина:
CaO + H 2 O = Ca (OH) 2.
Полученият по този начин Ca (OH) 2 обикновено се нарича гасена вар или варно мляко. (см.ЛИПОВО МЛЯКО)поради факта, че разтворимостта на калциевия хидроксид във вода е ниска (0,02 mol / l при 20 ° C) и когато се добави към вода, се образува бяла суспензия.
Когато взаимодейства с киселинни оксиди, CaO образува соли, например:
CaO + CO 2 = CaCO 3; CaO + SO 3 = CaSO 4.
Йонът Ca 2+ е безцветен. Когато към пламъка се добавят калциеви соли, пламъкът става тухленочервен.
Калциевите соли като хлорид CaCl 2, бромид CaBr 2, йодид CaI 2 и нитрат Ca (NO 3) 2 са лесно разтворими във вода. Флуорид CaF 2, карбонат CaCO 3, сулфат CaSO 4, среден ортофосфат Ca 3 (PO 4) 2, оксалат CaC 2 O 4 и някои други са неразтворими във вода.
От голямо значение е фактът, че за разлика от средния калциев карбонат CaCO 3, киселият калциев карбонат (бикарбонат) Ca (HCO 3) 2 е разтворим във вода. В природата това води до следните процеси. Когато студена дъждовна или речна вода, наситена с въглероден диоксид, проникне под земята и падне върху варовици, се наблюдава тяхното разтваряне:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2.
На същите места, където водата, наситена с калциев бикарбонат, излиза на повърхността на земята и се нагрява от слънчевите лъчи, протича обратната реакция:
Ca (HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Така в природата се пренасят големи маси от вещества. В резултат на това под земята могат да се образуват огромни понори (вижте Карст (см.КАРСТ (природен феномен))), а в пещерите се образуват красиви каменни „ледени висулки“ – сталактити (см.СТАЛАКТИТИ (минерални образувания))и сталагмити (см.СТАЛАГМИТИ).
Наличието на разтворен калциев бикарбонат във водата до голяма степен определя временната твърдост на водата (см.ТВЪРДОСТ НА ВОДАТА)... Нарича се временен, защото при кипене на вода бикарбонатът се разлага и CaCO 3 се утаява. Това явление води например до факта, че котлен камък се натрупва в чайника с течение на времето.
Използването на калций и неговите съединения
Металният калций се използва за металотермично производство на уран (см.Уран (химичен елемент)), торий (см.ТОРИЙ), титан (см.ТИТАН (химичен елемент)), цирконий (см.ЦИРКОНИЙ), цезий (см.ЦЕЗИЙ)и рубидий (см.РУБИДИЙ).
Естествените калциеви съединения се използват широко в производството на свързващи вещества (цимент (см.ЦИМЕНТ), гипс (см.ГИПС), вар и др.). Свързващият ефект на гасената вар се основава на факта, че с течение на времето калциевият хидроксид реагира с въглеродния диоксид във въздуха. В резултат на протичащата реакция се образуват игловидни кристали от калцит CaCO 3, които прерастват в близки камъни, тухли и други строителни материали и като че ли ги заваряват в едно цяло. Кристален калциев карбонат - мраморът е отличен завършващ материал. За варосване се използва тебешир. При производството на чугун се изразходват големи количества варовик, тъй като те позволяват на огнеупорните примеси от желязна руда (например кварц SiO 2) да се превърнат в относително нискотопими шлаки.
Белината е много ефективна като дезинфектант. (см.ИЗБЕЛВАЩ ПРАХ)- "хлорен" Ca (OCl) Cl - смесен хлорид и калциев хипохлорит (см.КАЛЦИЕВ ХИПОХЛОРИТ)с висока окислителна способност.
Широко се използва и калциевият сулфат, съществуващ както под формата на безводни съединения, така и под формата на кристални хидрати - така нареченият "полуводен" сулфат - алабастър (см.Алевиз Фрязин (миланец)) CaSO 4 · 0,5H 2 O и дихидрат сулфат - гипс CaSO 4 · 2H 2 O. Гипсът намира широко приложение в строителството, в скулптурата, за производството на мазилка и различни художествени изделия. Гипсът се използва и в медицината за фиксиране на кости при фрактури.
Калциевият хлорид CaCl 2 се използва заедно с готварска сол за противообледяване на пътни настилки. Калциевият флуорид CaF 2 е отличен оптичен материал.
Калций в тялото
Калцият е хранително вещество (см.БИОГЕННИ ЕЛЕМЕНТИ), постоянно присъстващ в тъканите на растенията и животните. Важен компонент от минералния метаболизъм на животните и хората и минералното хранене на растенията, калцият изпълнява различни функции в организма. Като част от апатита (см.АПАТИТЕ), както и калциев сулфат и карбонат, образува минерален компонент на костната тъкан. Човешкото тяло с тегло 70 кг съдържа около 1 кг калций. Калцият участва в работата на йонните канали (см.ЙОННИ КАНАЛИ), осъществяващ транспорта на вещества през биологичните мембрани, при предаването на нервен импулс (см.НЕРВЕН ИМПУЛС), в процесите на коагулация на кръвта (см.СЪБИРАНЕ НА КРЪВ)и торене. Регулират калциевия метаболизъм в организма калцифероли (см.КАЛЦИФЕРОЛИ)(витамин D). Липсата или излишъкът на калций води до различни заболявания – рахит (см.рахит), калцификация (см.КАЛЦИНОЗА)и др. Следователно човешката храна трябва да съдържа калциеви съединения в необходимите количества (800-1500 mg калций на ден). Съдържанието на калций е високо в млечните продукти (като извара, сирене, мляко), някои зеленчуци и други храни. Калциевите препарати се използват широко в медицината.

енциклопедичен речник. 2009 .

Синоними:

калций- елемент от основната подгрупа от втора група, четвърти период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 20. Означава се със символа Ca (латински калций). Простото вещество калций (CAS номер: 7440-70-2) е мек, реактивен алкалоземен метал със сребристо бял цвят.

История и произход на името

Името на елемента идва от лат. calx (genitive calcis) - "вар", "мек камък". Предложено е от английския химик Хъмфри Дейви, който през 1808 г. изолира метален калций по електролитен метод. Дейви електролизира смес от мокра гасена вар с живачен оксид HgO върху платинена плоча, която служи като анод. Като катод служи платинена тел, потопена в течен живак. В резултат на електролиза се получава калциева амалгама. След като прогони живака от него, Дейви получи метал, наречен калций. Калциевите съединения - варовик, мрамор, гипс (както и вар - продукт на изпичане на варовик) се използват в строителната индустрия от няколко хилядолетия. До края на 18 век химиците смятали вара за просто тяло. През 1789 г. А. Лавоазие предполага, че вар, магнезия, барит, алуминиев оксид и силициев диоксид са сложни вещества.

Да бъдеш сред природата

Поради високата си химическа активност свободният калций не се среща в природата.

Изотопи

Калцият се среща в природата под формата на смес от шест изотопа: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca и 48 Ca, сред които най-разпространеният - 40 Ca - е 96,97%.

От шестте естествени изотопа на калция пет са стабилни. Наскоро беше открито, че шестият изотоп 48 Ca, най-тежкият от шестте и много рядък (изотопното му изобилие е само 0,187%), претърпява двоен бета разпад с период на полуразпад 5,3 × 10 19 години.

В скали и минерали

По-голямата част от калция се съдържа в силикати и алумосиликати на различни скали (гранити, гнайси и др.), особено в фелдшпат - анортит Ca.

Под формата на седиментни скали калциевите съединения са представени от тебешир и варовик, състоящи се главно от минерала калцит (CaCO 3). Кристалната форма на калцита - мрамор - се среща много по-рядко в природата.

Калциеви минерали като калцит CaCO 3, анхидрит CaSO 4, алабастър CaSO 4 0,5H 2 O и гипс CaSO 4 2H 2 O, флуорит CaF 2, апатити Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), доломит MgCO 3 CaCO 3. Наличието на калциеви и магнезиеви соли в естествената вода определя нейната твърдост.

Миграция в земната кора

В естествената миграция на калция съществена роля играе "карбонатното равновесие", свързано с обратимата реакция на взаимодействието на калциев карбонат с вода и въглероден диоксид с образуването на разтворим бикарбонат:

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

(равновесието се измества наляво или надясно, в зависимост от концентрацията на въглероден диоксид).

Биогенната миграция играе огромна роля.

В биосферата

Калциевите съединения се намират в почти всички животински и растителни тъкани (вижте също по-долу). Значително количество калций се намира в живите организми. Така че, хидроксиапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH, или, в друга нотация, 3Ca 3 (PO 4) 2 · Ca (OH) 2 - основата на костната тъкан на гръбначните животни, включително хората; черупките и черупките на много безгръбначни, яйчени черупки и др. са съставени от калциев карбонат CaCO 3. В живите тъкани на хората и животните 1,4-2% Ca (по масова част); в човешкото тяло с тегло 70 kg съдържанието на калций е около 1,7 kg (главно в състава на междуклетъчното вещество на костната тъкан).

Получаване

Свободният метален калций се получава чрез електролиза на стопилка, състояща се от CaCl 2 (75-80%) и KCl или от CaCl 2 и CaF 2, както и алуминотермична редукция на CaO при 1170-1200 ° C:

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

Имоти

Физически свойства

Металът калций съществува в две алотропни модификации. До 443 ° C α-Ca с кубична лицево-центрирана решетка е стабилна (параметър a = 0,558 nm), по-висока е стабилната β-Ca с кубична центрирана по тялото решетка от типа α-Fe (параметър a = 0,448 nm). Стандартна енталпия Δ Х 0 на прехода α → β е 0,93 kJ / mol.

Химични свойства

В серията от стандартни потенциали калцият се намира вляво от водорода. Стандартният електроден потенциал на двойката Ca 2+ / Ca 0 е -2,84 V, така че калцият реагира активно с вода, но без запалване:

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

Наличието на разтворен калциев бикарбонат във водата до голяма степен определя временната твърдост на водата. Нарича се временен, защото при кипене на вода бикарбонатът се разлага и CaCO 3 се утаява. Това явление води например до факта, че котлен камък се натрупва в чайника с течение на времето.

Приложение

Приложение на метален калций

Металотермия

Чистият метален калций се използва широко в металотермията за производството на редки метали.

Легиране на сплави

Ядрен синтез

Изотопът 48 Ca е най-ефективният и често използван материал за производството на свръхтежки елементи и откриването на нови елементи в периодичната таблица. Например, в случай на използване на 48 Ca йони за получаване на свръхтежки елементи в ускорителите, ядрата на тези елементи се образуват стотици и хиляди пъти по-ефективно, отколкото при използване на други "снаряди" (йони).) Използва се във формата и за редуциране на метали, както и при производството на цианамид калций (чрез нагряване на калциев карбид в азот при 1200 ° C, реакцията е екзотермична, провежда се в цианамидни пещи).

Калцият, както и неговите сплави с алуминий и магнезий, се използват в резервни термични електрически батерии като анод (например елемент на калциев хромат). Като катод в тези батерии се използва калциев хромат. Особеността на такива батерии е изключително дълъг срок на годност (десетилетия) в подходящо състояние, способност за работа при всякакви условия (пространство, високо налягане), висока специфична енергия по тегло и обем. Недостатък в кратка продължителност. Такива батерии се използват там, където е необходимо да се създаде колосална електрическа мощност за кратко време (балистични ракети, някои космически кораби и др.).

Освен това калциевите съединения се въвеждат в състава на лекарства за профилактика на остеопороза, във витаминни комплекси за бременни жени и възрастни хора.

Биологичната роля на калция

Калцият е често срещан макроелемент в растенията, животните и хората. При хората и другите гръбначни животни по-голямата част от него се съдържа в скелета и зъбите под формата на фосфати. Скелетите на повечето групи безгръбначни (гъби, коралови полипи, мекотели и др.) са съставени от различни форми на калциев карбонат (вар). Калциевите йони участват в процесите на съсирване на кръвта, както и в осигуряването на постоянно осмотично налягане на кръвта. Калциевите йони служат и като един от универсалните вторични медиатори и регулират различни вътреклетъчни процеси – мускулна контракция, екзоцитоза, включително секрецията на хормони и невротрансмитери и др. Концентрацията на калций в цитоплазмата на човешките клетки е около 10-7 mol, в междуклетъчните течности около 10 3 mol.

Бременни и кърмещи жени - 1500 до 2000 mg.

Калциеви съединения- варовик, мрамор, гипс (както и вар - продукт от варовик) са били използвани в строителния бизнес още в древността. До края на 18 век химиците смятали вара за просто тяло. През 1789 г. А. Лавоазие предполага, че вар, магнезия, барит, алуминиев оксид и силициев диоксид са сложни вещества. През 1808 г. Дейви, подлагайки смес от мокра гасена вар с живачен оксид на електролиза с живачен катод, приготвя калциева амалгама и чрез дестилация на живак от нея получава метал, наречен "калций" (от лат. калх,род. случай калцис - вар).

Поставяне на електрони в орбитали.

+ 20Са ... | 3s 3p 3d | 4s

Калцият се нарича алкалоземен метал и се нарича S - елементи. На външно електронно ниво калцият има два електрона, така че дава съединения: CaO, Ca (OH) 2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 и др. Калцият принадлежи към типичните метали - има голям афинитет към кислорода, редуцира почти всички метали от техните оксиди, образува доста силна основа Ca (OH) 2.

Кристалните решетки на металите могат да бъдат от различни видове, но калцият се характеризира с лицево-центрирана кубична решетка.

Големината, формата и взаимното разположение на кристалите в металите се излъчват чрез металографски методи. Най-пълната оценка на структурата на метала в това отношение се дава от микроскопски анализ на неговия тънък разрез. От метала, който ще се тества, се изрязва проба и нейната равнина се шлайфа, полира и гравира със специален разтвор (ецант). В резултат на ецване се освобождава структурата на пробата, която се изследва или снима с металографски микроскоп.

Калцият е лек метал (d = 1,55), сребристо бял. Той е по-твърд и се топи при по-висока температура (851°C) в сравнение с натрия, който се намира до него в периодичната таблица. Това се дължи на факта, че има два електрона за един калциев йон в метал. Следователно химическата връзка между йони и електронния газ е по-силна от тази на натрия. При химичните реакции валентните електрони на калция се прехвърлят към атомите на други елементи. В този случай се образуват двойно заредени йони.

Калцият е силно реактивен спрямо металите, особено кислорода. Във въздуха той се окислява по-бавно от алкалните метали, тъй като оксидният филм върху него е по-малко пропусклив за кислород. При нагряване калцият изгаря с отделяне на огромно количество топлина:

Калцият реагира с вода, измествайки водорода от нея и образувайки основа:

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

Поради високата си химическа активност по отношение на кислорода, калцият намира известно приложение за производството на редки метали от техните оксиди. Металните оксиди се нагряват заедно с калциеви чипове; в резултат на реакциите се получават калциев оксид и метал. Използването на калций и някои от неговите сплави за така нареченото деоксидиране на метали се основава на същото свойство. Към разтопения метал се добавя калций и той премахва следите от разтворен кислород; полученият калциев оксид изплува на повърхността на метала. Калцият се намира в някои сплави.

Калцият се получава чрез електролиза на разтопен калциев хлорид или алуминотермичен метод. Калциевият оксид или гасената вар е бял прах, който се топи при 2570 ° C. Получава се чрез калциниране на варовик:

CaCO3 = CaO + CO2 ^

Калциевият оксид е основен оксид, така че реагира с киселини и киселинни анхидриди. С вода дава основа - калциев хидроксид:

CaO + H2O = Ca (OH) 2

Добавянето на вода към калциевия оксид, наречено гасене на вар, протича с отделянето на голямо количество топлина. В този случай част от водата се превръща в пара. Калциевият хидроксид или гасената вар е бяло вещество, слабо разтворимо във вода. Водният разтвор на калциев хидроксид се нарича варова вода. Такъв разтвор има доста силни алкални свойства, тъй като калциевият хидроксид се дисоциира добре:

Ca (OH) 2 = Ca + 2OH

В сравнение с хидратите на оксидите на алкалните метали, калциевият хидроксид е по-слаба основа. Това се обяснява с факта, че калциевият йон е двойно зареден и привлича по-силно хидроксилните групи.

Гасената вар и неговият разтвор, наречена варова вода, реагират с киселини и киселинни анхидриди, включително въглероден диоксид. Варовиковата вода се използва в лаборатории за откриване на въглероден диоксид, тъй като образуваният неразтворим калциев карбонат води до помътняване на водата:

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Въпреки това, при продължително предаване на въглероден диоксид, разтворът отново става бистър. Това се дължи на факта, че калциевият карбонат се превръща в разтворима сол - калциев бикарбонат:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca (HCO3) 2

В индустрията калцият се получава по два начина:

Загряване на брикетирана смес от CaO и Al на прах при 1200 ° C във вакуум от 0,01 - 0,02 mm. rt. Изкуство .; излъчвана от реакция:

6СаО + 2Аl = 3CaO Al2O3 + 3Ca

Калциевите пари кондензират върху студена повърхност.

Сплавта Cu - Ca (65% Ca) се получава чрез електролиза на стопилка CaCl2 и KCl с течен медно-калциев катод, от който калцият се дестилира при температура 950 - 1000 ° C във вакуум 0,1 - 0,001 mm Hg.

Разработен е и метод за получаване на калций чрез термична дисоциация на калциев карбид CaC2.

Калцият е един от най-разпространените елементи в природата. Съдържа приблизително 3% (масови) в земната кора. Калциевите соли естествено образуват големи натрупвания под формата на карбонати (креда, мрамор), сулфати (гипс), фосфати (фосфорити). Под действието на вода и въглероден диоксид карбонатите преминават в разтвор под формата на въглеводороди и се транспортират от подземни и речни води на дълги разстояния. Пещери могат да се образуват, когато калциевите соли се отмиват. На новото място могат да се образуват отлагания от калциев карбонат поради изпаряване на водата или повишаване на температурата. Например в пещери се образуват сталактити и сталагмити.

Разтворимите калциеви и магнезиеви соли определят общата твърдост на водата. Ако те присъстват във водата в малки количества, тогава водата се нарича мека. При високо съдържание на тези соли (100 - 200 мг. Калциеви соли - в 1 литър. По отношение на йони) водата се счита за твърда. В такава вода сапунът не се пени добре, тъй като калциевите и магнезиевите соли образуват с него неразтворими съединения. В твърда вода хранителните продукти се сваряват лошо, а при варене се образува котлен камък по стените на парните котли. Накипът не провежда добре топлината, води до увеличаване на разхода на гориво и ускорява износването на стените на котела. Образуването на мащаба е сложен процес. При нагряване киселинните соли на въглеродната киселина, калций и магнезий се разлагат и се превръщат в неразтворими карбонати:

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

Разтворимостта на калциевия сулфат CaSO4 също намалява при нагряване, поради което се включва в скалата.

Твърдостта, причинена от наличието на калциеви и магнезиеви бикарбонати във водата, се нарича карбонатна или временна, тъй като се елиминира чрез кипене. В допълнение към карбонатната твърдост се различава и некарбонатната твърдост, която зависи от съдържанието на калциеви и магнезиеви сулфати и хлориди във водата. Тези соли не се отстраняват чрез кипене и затова некарбонатната твърдост се нарича още постоянна твърдост. Карбонатната и некарбонатната твърдост допълват общата твърдост.

За да се премахне напълно твърдостта, водата понякога се дестилира. За да се премахне карбонатната твърдост, водата се вари. Общата твърдост се елиминира или чрез добавяне на химикали, или с помощта на така наречените катионообменници. При използване на химически метод разтворимите калциеви и магнезиеви соли се превръщат в неразтворими карбонати, например се добавя варно мляко и сода:

Ca + 2HCO3 + Ca + 2OH = 2H2O + 2CaCO3v

Ca + SO4 + 2Na + CO3 = 2Na + SO4 + CaCO3v

Елиминирането на твърдостта с катионообменници е по-съвършен процес. Катионитите са сложни вещества (естествени съединения на силиций и алуминий, високомолекулни органични съединения), чийто състав може да се изрази с формулата Na2R, където R е сложен киселинен остатък. Когато водата се филтрира през слой от катионообменник, Na йони (катиони) се обменят с Ca и Mg йони:

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Следователно, Ca йони от разтвора преминават в катионобменника, а Na йоните преминават от катионния обменник в разтвора. За възстановяване на използвания катионообменник той се измива с разтвор на натриев хлорид. В този случай възниква обратният процес: йони на Ca в катионобменника се заменят с Na йони:

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

Регенерираният катионообменник може да се използва отново за пречистване на водата.

Под формата на чист метал, Ca се използва като редуциращ агент за U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb и някои редкоземни метали и техните съединения. Използва се също за деоксидиране на стомани, бронзи и други сплави, за отстраняване на сяра от петролни продукти, за дехидратиране на органични течности, за пречистване на аргон от азотни примеси и като абсорбатор на газ в електровакуумни устройства. Анти-фантастичните материали от системата Pb - Na - Ca, както и сплавите Pb - Ca, които се използват за производството на обвивки на електрически кабели, намират широко приложение в технологията. Сплав Ca - Si - Ca (силикокалций) се използва като деоксидант и дегазатор при производството на качествени стомани.

Калцият е един от биогенните елементи, необходими за нормалния ход на живот. Присъства във всички тъкани и течности на животните и растенията. Само редки организми могат да се развиват в среда без Ca. В някои организми съдържанието на Ca достига 38%: при хората - 1,4 - 2%. Клетките на растителни и животински организми изискват строго определени съотношения на Ca, Na и K йони в извънклетъчната среда. Растенията получават Ca от почвата. Според връзката им с Ca растенията се делят на калцефили и калцефоби. Животните получават Ca от храната и водата. Са2 е необходим за образуването на редица клетъчни структури, поддържане на нормална пропускливост на външните клетъчни мембрани, за оплождането на яйца от риби и други животни и за активиране на редица ензими. Ca йони предават възбуждане на мускулното влакно, предизвиквайки свиването му, увеличават силата на сърдечните контракции, повишават фагоцитната функция на левкоцитите, активират системата от защитни кръвни протеини и участват в нейната коагулация. В клетките почти целият Са е под формата на съединения с протеини, нуклеинови киселини, фосфолипиди, в комплекси с неорганични фосфати и органични киселини. В кръвната плазма на хора и висши животни само 20-40% от Са може да бъде свързано с протеини. При животни със скелет до 97 - 99% от целия Ca се използва като строителен материал: при безгръбначни, главно под формата на CaCO3 (черупки на мекотели, корали), при гръбначни, под формата на фосфати. Много безгръбначни съхраняват Ca преди линеене, за да изградят нов скелет или да осигурят жизненоважни функции при неблагоприятни условия. Съдържанието на Са в кръвта на хората и висшите животни се регулира от хормоните на паращитовидната и щитовидната жлеза. Важна роля в тези процеси играе витамин D. Усвояването на Ca се осъществява в предната част на тънките черва. Абсорбцията на Са се влошава с намаляване на киселинността в червата и зависи от съотношението на Са, фосфор и мазнини в храната. Оптималното съотношение Ca/P в кравето мляко е около 1,3 (0,15 в картофите, 0,13 в боба, 0,016 в месото). При излишък на P и оксалова киселина в храната, усвояването на Ca се влошава. Жлъчните киселини ускоряват усвояването му. Оптималното съотношение Ca/мазнини в човешката храна е 0,04 - 0,08 г. Ca на 1 g. дебел. Освобождаването на Са става главно през червата. Бозайниците губят много Ca в млякото по време на лактация. При нарушения на фосфорно-калциевия метаболизъм при млади животни и деца се развива рахит, при възрастни животни - промяна в състава и структурата на скелета (остеомалация).

В медицината препарати Ca елиминират нарушенията, свързани с липсата на Ca йони в организма (с тетания, спазмофилия, рахит). Препаратите на Са намаляват свръхчувствителността към алергени и се използват за лечение на алергични заболявания (серумна болест, сънна треска и др.). Препаратите на Са намаляват повишената съдова пропускливост и имат противовъзпалителен ефект. Използват се при хеморагичен васкулит, лъчева болест, възпалителни процеси (пневмония, плеврит и др.) и някои кожни заболявания. Предписва се като средство за спиране на кръвта, за подобряване дейността на сърдечния мускул и засилване на действието на дигиталисовите лекарства, като антидот при отравяне с магнезиеви соли. Заедно с други лекарства, препаратите на Са се използват за стимулиране на раждането. Са хлорид се прилага през устата и интравенозно. Осокалцинол (15% стерилна суспензия от специално приготвен костен прах в прасковено масло) се предлага за тъканна терапия.

Препаратите на Са също включват гипс (CaSO4), който се използва в хирургията за гипсови отливки, и креда (CaCO3), който се прилага през устата с повишена киселинност на стомашния сок и за приготвяне на зъбен прах.