Sa čime je kalcijum u interakciji. Fizička svojstva kalcijuma

Među svim elementima periodnog sistema može se izdvojiti nekoliko onih bez kojih se ne samo da se u živim organizmima razvijaju razne bolesti, već je općenito nemoguće normalno živjeti i rasti. Jedan od njih je kalcijum.

Zanimljivo je da kada je u pitanju ovaj metal, kao jednostavna supstanca, on nema nikakve koristi za ljude, čak ni štete. Međutim, treba samo spomenuti jone Ca 2+, i odmah postoji mnogo tačaka koje karakterišu njihov značaj.

Položaj kalcijuma u periodnom sistemu

Karakterizacija kalcija, kao i svakog drugog elementa, počinje naznakom njegovog položaja u periodnom sistemu. Na kraju krajeva, omogućava da se nauči mnogo o datom atomu:

nuklearno punjenje;
broj elektrona i protona, neutrona;
oksidacijsko stanje, najviše i najniže;
elektronska konfiguracija i druge važne stvari.

Element koji razmatramo nalazi se u četvrtom velikom periodu druge grupe, glavne podgrupe i ima redni broj 20. Takođe, hemijski periodni sistem prikazuje atomsku težinu kalcijuma - 40,08, što je prosečna vrednost postojećeg izotopi datog atoma.

Oksidacijsko stanje je jedan, uvijek konstantno, jednako +2. Formula CaO. Latinski naziv za element je kalcijum, pa otuda i simbol za atom Ca.

Karakterizacija kalcijuma kao jednostavne supstance

U normalnim uslovima, ovaj element je srebrno-bijeli metal. Formula za kalcij kao jednostavnu supstancu je Ca. Zbog svoje visoke hemijske aktivnosti, u stanju je da formira mnoga jedinjenja koja pripadaju različitim klasama.

U čvrstom agregacijskom stanju nije uključen u ljudsko tijelo, stoga je važan za industrijske i tehničke potrebe (uglavnom hemijske sinteze).

Jedan je od najrasprostranjenijih metala u zemljinoj kori, oko 1,5%. Spada u grupu zemnoalkalnih, jer kada se rastvori u vodi daje alkalije, ali se u prirodi javlja u obliku više minerala i soli. Mnogo kalcijuma (400 mg/l) je uključeno u sastav morske vode.

Kristalna ćelija

Karakteristika kalcija se objašnjava strukturom kristalne rešetke, koja može biti dva tipa (pošto postoji alfa i beta oblik):

kubično lice centriran;
volumetrijski.

Vrsta veze u molekuli je metalna, na mjestima rešetke, kao iu svim metalima, nalaze se atom-joni.

Biti u prirodi

U prirodi postoji nekoliko osnovnih supstanci koje sadrže ovaj element.

Morska voda.
Stene i minerali.
Živi organizmi (školjke i školjke, koštano tkivo i tako dalje).
Podzemne vode u zemljinoj kori.

Mogu se identificirati sljedeće vrste stijena i minerala, koji su prirodni izvori kalcija.

Dolomit je mješavina kalcijum i magnezijum karbonata.
Fluorit je kalcijum fluorid.
Gips - CaSO 4 2H 2 O.
Kalcit - kreda, krečnjak, mermer - kalcijum karbonat.
Alabaster - CaSO 4 0,5H 2 O.
Apatity.

Ukupno je izolirano oko 350 različitih minerala i stijena koje sadrže kalcij.

Metode dobijanja

Dugo vremena nije bilo moguće izolirati metal u slobodnom obliku, jer je njegova kemijska aktivnost visoka, u prirodi ga ne možete pronaći u čistom obliku. Stoga je do 19. vijeka (1808.) predmetni element bio još jedna misterija koju je nosio periodni sistem.

Engleski hemičar Humphrey Davy uspio je sintetizirati kalcijum kao metal. On je prvi otkrio karakteristike interakcije talina čvrstih minerala i soli s električnom strujom. Do danas, najrelevantniji način dobijanja ovog metala je elektroliza njegovih soli, kao što su:

mješavina kalcijevih i kalijevih hlorida;
mješavina fluorida i kalcijum hlorida.

Također je moguće ekstrahirati kalcij iz njegovog oksida metodom aluminotermije, koja je rasprostranjena u metalurgiji.

Fizička svojstva

Fizičke karakteristike kalcijuma mogu se opisati u nekoliko tačaka.

Fizičko stanje - čvrsto u normalnim uslovima.
Tačka topljenja - 842 0 S.
Metal je mekan i može se rezati nožem.
Boja - srebrno bijela, sjajna.
Posjeduje dobra svojstva provodljivosti i topline.
Produženim zagrijavanjem prelazi u tečno, a zatim u parno stanje, gubeći svoja metalna svojstva. Tačka ključanja je 1484 0 S.

Fizička svojstva kalcijuma imaju jednu posebnost. Kada se izvrši pritisak na metal, on u nekom trenutku gubi svoja metalna svojstva i sposobnost da provodi električnu energiju. Međutim, s daljnjim povećanjem utjecaja, ponovo se obnavlja i manifestira se kao supravodnik, nekoliko puta nadmašujući ostale elemente po ovim pokazateljima.

Hemijska svojstva

Aktivnost ovog metala je veoma visoka. Stoga postoje mnoge interakcije u koje kalcijum ulazi. Reakcije sa svim nemetalima su mu uobičajene, jer je vrlo jak kao redukciono sredstvo.

U normalnim uslovima lako reaguje sa stvaranjem odgovarajućih binarnih jedinjenja sa: halogenima, kiseonikom.
Kada se zagreju: vodonik, azot, ugljenik, silicijum, fosfor, bor, sumpor i dr.
Na otvorenom, odmah stupa u interakciju s ugljičnim dioksidom i kisikom, pa postaje prekriven sivim cvatom.
Reaguje burno sa kiselinama, ponekad sa upalom.

Zanimljiva svojstva kalcijuma se manifestuju kada je u pitanju u sastavu soli. Dakle, prekrasne pećine koje rastu na stropu i zidovima, nisu ništa drugo nego nastale tokom vremena od vode, ugljičnog dioksida i bikarbonata pod utjecajem procesa unutar podzemnih voda.

S obzirom na to koliko je metal aktivan u svom normalnom stanju, on se skladišti u laboratorijama poput alkalnih. U tamnom staklenom posuđu, sa dobro zatvorenim poklopcem i ispod sloja kerozina ili parafina.

Kvalitativna reakcija na jon kalcija je boja plamena u prekrasnoj, bogatoj ciglenocrvenoj boji. Takođe je moguće identifikovati metal u sastavu jedinjenja nerastvorljivim taloženjem nekih njegovih soli (kalcijum karbonat, fluorid, sulfat, fosfat, silikat, sulfit).

Metalni priključci

Vrste metalnih spojeva su sljedeće:

oksid;
hidroksid;
kalcijeve soli (srednje, kisele, bazične, dvostruke, kompleksne).

Kalcijum oksid poznat kao CaO koristi se za stvaranje građevinskog materijala (kreč). Ako oksid ugasite vodom, dobijete odgovarajući hidroksid, koji pokazuje svojstva lužine.

Od velikog praktičnog značaja su različite soli kalcijuma koje se koriste u različitim sektorima privrede. Koje vrste soli postoje, već smo spomenuli gore. Navest ćemo primjere vrsta ovih spojeva.

Srednje soli - karbonat CaCO 3, fosfat Ca 3 (PO 4) 2 i druge.
Kiselo - hidrosulfat CaHSO 4.
Bazni - bikarbonat (CaOH) 3 PO 4.
Kompleks - Cl 2.
Dvostruki - 5Ca (NO 3) 2 * NH 4 NO 3 * 10H 2 O.

Upravo u obliku jedinjenja ove klase kalcijum je važan za biološke sisteme, jer su soli izvor jona za organizam.

Biološka uloga

Zašto je kalcijum važan za ljudski organizam? Postoji nekoliko razloga.

Upravo su joni ovog elementa dio međućelijske tvari i tkivne tekućine, sudjelujući u regulaciji mehanizama ekscitacije, proizvodnji hormona i neurotransmitera.
Kalcijum se akumulira u kostima, zubnoj caklini u količini od oko 2,5% ukupne telesne težine. Ovo je dosta i igra važnu ulogu u jačanju ovih struktura, održavanju njihove snage i stabilnosti. Rast organizma je nemoguć bez toga.
Zgrušavanje krvi zavisi i od jona o kojima je reč.
Dio je srčanog mišića, sudjeluje u njegovoj ekscitaciji i kontrakciji.
Učestvuje u procesima egzocitoze i drugih intracelularnih promena.

Ako količina unesenog kalcija nije dovoljna, dolazi do razvoja bolesti kao što su:

rahitis;
osteoporoza;
bolesti krvi.

Dnevna norma za odraslu osobu je 1000 mg, a za djecu od 9 godina 1300 mg. Kako biste spriječili višak ovog elementa u tijelu, ne smijete prekoračiti navedenu dozu. U suprotnom se može razviti bolest crijeva.

Za sva druga živa bića, kalcij je podjednako važan. Na primjer, iako mnogi nemaju kostur, vanjska sredstva za njihovo jačanje su također formacije ovog metala. Među njima:

školjke;
dagnje i kamenice;
spužve;
koralni polipi.

Svi se nose na leđima ili, u principu, u procesu života formiraju neku vrstu vanjskog kostura koji ih štiti od vanjskih utjecaja i grabežljivaca. Njegova glavna komponenta su kalcijeve soli.

Kičmenjacima, kao i ljudima, potrebni su dotični joni za normalan rast i razvoj i dobijaju ih hranom.

Postoji mnogo opcija pomoću kojih je moguće nadoknaditi nedostajuću normu elementa u tijelu. Najbolje od svega, naravno, prirodne metode - proizvodi koji sadrže željeni atom. Međutim, ako je iz nekog razloga to nedovoljno ili nemoguće, medicinski put je također prihvatljiv.

Dakle, lista namirnica koje sadrže kalcijum je otprilike ovako:

mliječni i kiseli mliječni proizvodi;
riba;
zelje;
žitarice (heljda, pirinač, pekarski proizvodi od cjelovitog zrna);
neki agrumi (narandže, mandarine);
mahunarke;
svi orasi (posebno bademi i orasi).

Ako ste alergični na neke proizvode ili ih ne možete koristiti iz nekog drugog razloga, tada će preparati koji sadrže kalcij pomoći da se nadoknadi nivo potrebnog elementa u tijelu.

Sve su to soli ovog metala, koje imaju sposobnost da ih tijelo lako apsorbira, brzo se apsorbiraju u krv i crijeva. Među njima, najpopularniji i korišteni su sljedeći.

Kalcijum hlorid - rastvor za injekcije ili oralnu primenu za odrasle i decu. Razlikuje se po koncentraciji soli u sastavu, koristi se za "vruće injekcije", jer pri ubrizgavanju izaziva upravo takav osjećaj. Za lakše gutanje postoje oblici sa voćnim sokom.
Dostupne u obliku tableta (0,25 ili 0,5 g) i rastvora za intravenske injekcije. Često sadrži razne voćne dodatke u obliku tableta.
Kalcijum laktat - dostupan u tabletama od 0,5 g.

Početna / Predavanja 1 kurs / Opća i organska hemija / Pitanje 23. Kalcijum / 2. Fizička i hemijska svojstva

Fizička svojstva. Kalcijum je srebrnobeli savitljivi metal koji se topi na 850 stepeni. C i ključa na 1482 stepena. C. Mnogo je tvrđi od alkalnih metala.

Hemijska svojstva. Kalcijum je aktivan metal. Dakle, u normalnim uvjetima, lako stupa u interakciju s atmosferskim kisikom i halogenima:

2 Ca + O2 = 2 CaO (kalcijum oksid);

Ca + Br2 = CaBr2 (kalcijum bromid).

Kalcij reagira s vodikom, dušikom, sumporom, fosforom, ugljikom i drugim nemetalima kada se zagrijava:

Ca + H2 = CaH2 (kalcijum hidrid);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (kalcijum nitrid);

Ca + S = CaS (kalcijum sulfid);

3 Ca + 2 P = Ca3P2 (kalcijum fosfid);

Ca + 2 C = CaC2 (kalcijum karbid).

Kalcijum sporo reaguje sa hladnom vodom, a veoma snažno sa toplom vodom:

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

Kalcijum može ukloniti kiseonik ili halogene iz oksida i halogenida manje aktivnih metala, odnosno ima redukciona svojstva:

5 Ca + Nb2 O5 = CaO + 2 Nb;

1. Biti u prirodi
3. Primanje
4. Aplikacija

www.medkurs.ru

Kalcij | imenik Pesticides.ru

Za mnoge ljude, znanje o kalcijumu je ograničeno samo činjenicom da je ovaj element neophodan za zdrave kosti i zube. Gdje se to još nalazi, zašto je potrebno i koliko je potrebno, nemaju svi ideju. Ipak, kalcij se nalazi u mnogim poznatim spojevima, prirodnim i umjetnim. Kreda i kreč, pećinski stalaktiti i stalagmiti, drevni fosili i cement, gips i alabaster, mliječni proizvodi i lijekovi protiv osteoporoze - sve to i još mnogo toga karakterizira visok sadržaj kalcija.

Ovaj element je prvi nabavio G. Davy 1808. godine, a u početku se nije koristio baš aktivno. Ipak, sada je ovaj metal peti po proizvodnji u svijetu, a potražnja za njim je iz godine u godinu sve veća. Glavna upotreba kalcijuma je proizvodnja građevinskih materijala i mješavina. Međutim, potrebno je graditi ne samo kuće, već i žive ćelije. U ljudskom tijelu, kalcij je dio skeleta, omogućava kontrakcije mišića, osigurava zgrušavanje krvi, regulira aktivnost brojnih probavnih enzima i obavlja druge, prilično brojne funkcije. Nije manje važno za druge žive objekte: životinje, biljke, gljive, pa čak i bakterije. U isto vrijeme, potreba za kalcijem je prilično velika, što ga može pripisati broju makronutrijenata.

Kalcijum (Kalcijum), Ca je hemijski element glavne podgrupe grupe II periodnog sistema Mendeljejeva. Atomski broj je 20. Atomska masa je 40,08.

Kalcijum je zemnoalkalni metal. U slobodnom stanju, savitljiv, prilično tvrd, bijel. Po gustini spada u lake metale.

Gustina - 1,54 g/cm3,
Tačka topljenja - +842 ° C,
Tačka ključanja je +1495 ° C.

Kalcijum ima izražena metalna svojstva. U svim jedinjenjima oksidacijsko stanje je +2.

Na zraku je prekriven slojem oksida, kada se zagrije, gori crvenkastim, svijetlim plamenom. Polako reaguje sa hladnom vodom i brzo istiskuje vodonik iz tople vode i formira hidroksid. U interakciji sa vodonikom, formira hidride. Na sobnoj temperaturi reaguje sa azotom i formira nitride. Također se lako kombinira sa halogenima i sumporom, smanjuje okside metala kada se zagrijava.

Kalcijum je jedan od najzastupljenijih elemenata u prirodi. U zemljinoj kori njegov sadržaj je jednak 3% mase. Javlja se u obliku naslaga krede, krečnjaka, mermera (prirodna sorta kalcijum karbonata CaCO3). Postoje obilne naslage gipsa (CaSO4 x 2h3O), fosforita (Ca3 (PO4) 2 i raznih silikata koji sadrže kalcijum.

Voda

... Kalcijumove soli su skoro uvek prisutne u prirodnoj vodi. Od njih je samo gips slabo rastvorljiv u njemu. Sa sadržajem ugljen-dioksida u vodi, kalcijum karbonat prelazi u rastvor u obliku bikarbonata Ca (HCO3) 2.

Tvrda voda

... Prirodna voda s velikom količinom soli kalcija ili magnezija naziva se tvrda voda.

Meka voda

... Uz mali sadržaj ovih soli ili njihov nedostatak, voda se naziva mekom.

Zemlja

... Tla su po pravilu dovoljno opskrbljena kalcijumom. A kako se kalcij u većoj masi nalazi u vegetativnom dijelu biljaka, njegovo uklanjanje sa žetvom je neznatno.

Gubitak kalcija iz tla nastaje kao rezultat njegovog ispiranja padavinama. Ovaj proces zavisi od granulometrijskog sastava zemljišta, količine padavina, biljnih vrsta, oblika i doza vapna i mineralnih đubriva. U zavisnosti od ovih faktora, gubici kalcijuma iz obradivog sloja kreću se od nekoliko desetina do 200 - 400 kg/ha i više.

Sadržaj kalcijuma u različitim tipovima zemljišta

Podzolična tla sadrže 0,73% (suhe tvari tla) kalcija.

Siva šuma - 0,90% kalcijuma.

Černozemi - 1,44% kalcijuma.

Serozem - 6,04% kalcijuma.

U biljci se kalcij nalazi u obliku fosfata, sulfata, karbonata, u obliku soli pektinske i oksalne kiseline. Skoro do 65% kalcijuma iz biljaka može se ukloniti vodom. Ostalo je tretiranjem slabom sirćetnom i hlorovodoničnom kiselinom. Najviše kalcijuma nalazi se u starim ćelijama.

Simptomi nedostatka kalcija prema:
Kultura	Simptomi nedostatka
Uobičajeni simptomi	Izbjeljivanje apikalnog bubrega; Izbjeljivanje mladog lišća; Vrhovi listova su savijeni prema dolje; Rubovi listova se uvijaju prema gore;
Krompir	Gornji listovi slabo cvjetaju; Tačka rasta stabljike odumire; Na rubovima listova nalazi se svijetla pruga, kasnije potamni; Rubovi listova su uvijeni;
Bijeli kupus i karfiol	Na listovima mladih biljaka, klorotične mrlje (mramora) ili bijele pruge duž rubova; Kod starih biljaka listovi se uvijaju i na njima se pojavljuju opekotine; Tačka rasta odumire
	Krajnji režnjevi listova odumiru Cvijeće pada; Na plodovima se u vršnom dijelu pojavljuje tamna mrlja koja se povećava kako plod raste (vrhunska trulež paradajza)
	Vrhunski pupoljci odumiru; Rubovi mladog lišća su okrenuti prema gore, izgled je hrapav, nakon toga odumiru; Gornji dijelovi izdanaka odumiru; Oštećenje vrhova korijena; U pulpi ploda - smeđe mrlje (gorka rupa); Okus voća se pogoršava; Tržišnost voća se smanjuje

Funkcije kalcijuma

Djelovanje ovog elementa na biljke je višestruko i, u pravilu, pozitivno. kalcijum:

Jača metabolizam;
Igra važnu ulogu u kretanju ugljikohidrata;
Utječe na metamorfozu dušičnih tvari;
Ubrzava potrošnju proteina za skladištenje semena tokom klijanja;
Igra ulogu u procesu fotosinteze;
snažan antagonist drugih kationa, sprječava njihov prekomjeran ulazak u biljna tkiva;
Utiče na fizičko-hemijska svojstva protoplazme (viskoznost, propusnost, itd.), a time i na normalan tok biohemijskih procesa u biljci;
Jedinjenja kalcija s pektinskim supstancama lijepe zidove pojedinačnih stanica;
Utječe na aktivnost enzima.

Treba napomenuti da se učinak spojeva kalcija (kreč) na aktivnost enzima izražava ne samo u direktnom djelovanju, već i zbog poboljšanja fizičko-hemijskih svojstava tla i njegovog režima ishrane. Osim toga, vapnenje tla značajno utječe na procese biosinteze vitamina.

Nedostatak (nedostatak) kalcijuma u biljkama

Nedostatak kalcijuma prvenstveno utiče na razvoj korijenskog sistema. Formiranje korijenskih dlačica prestaje na korijenu. Vanjske ćelije korijena su uništene.

Ovaj se simptom manifestira kako nedostatkom kalcija, tako i narušavanjem ravnoteže hranjive otopine, odnosno prevlasti u njemu monovalentnih kationa natrija, kalija i vodika.

Osim toga, prisustvo nitratnog dušika u zemljišnoj otopini povećava unos kalcija u biljna tkiva, a amonijaka - smanjuje ga.

Znaci izgladnjivanja kalcijumom očekuju se kada je sadržaj kalcijuma manji od 20% kapaciteta kationske izmjene tla.

Simptomi Vizuelno, nedostatak kalcijuma se utvrđuje sledećim znakovima:

Oštećeni vrhovi smeđe boje uočavaju se na korijenima biljaka;
Tačka rasta je deformisana i odumire;
Cvjetovi, jajnici i pupoljci otpadaju;
Plodovi su oštećeni nekrozom;
Primjećuje se klorotičnost listova;
Vrhunski pupoljak odumire, a rast stabljike prestaje.

Kupus, lucerka i djetelina su vrlo osjetljivi na prisustvo kalcijuma. Utvrđeno je da iste biljke karakterizira i povećana osjetljivost na kiselost tla.

Trovanje mineralnim kalcijumom dovodi do intervenalne hloroze sa bjelkastim nekrotičnim mrljama. Mogu biti obojene ili imaju koncentrične prstenove ispunjene vodom. Neke biljke reagiraju na višak kalcija rastućim lisnim rozetama, odumiranjem izdanaka i opadanjem lišća. Simptomi su po izgledu slični nedostatku gvožđa i magnezijuma.

Izvor nadoknade kalcijuma u tlu su vapnena gnojiva. Podijeljeni su u tri grupe:

Tvrde vapnenačke stijene;
Meke vapnenačke stijene;
Industrijski otpad sa visokim sadržajem vapna.

Prema sadržaju CaO i MgO, tvrde krečnjačke stijene se dijele na:

krečnjaci (55–56% CaO i do 0,9% MgO);
dolomitizovani krečnjaci (42–55% CaO i do 9% MgO);
dolomiti (32–30% CaO i 18–20% MgO).

Krečnjak

- osnovna krečna đubriva. Sadrži 75-100% Ca i Mg oksida u smislu CaCO3.

Dolomitizovani krečnjak

... Sadrži 79-100% aktivne supstance (ae) u smislu CaCO3. Preporučuje se u plodoredu sa krompirom, mahunarkama, lanom, korenastim usjevima, kao i na visoko podzolizovanim zemljištima.

Lapor

... Sadrži do 25-15% CaCO3 i nečistoće u obliku gline sa pijeskom do 20-40%. Deluje polako. Preporučuje se za upotrebu na lakim zemljištima.

kreda

... Sadrži 90-100% CaCO3. Djelovanje je brže od krečnjaka. To je vrijedno krečno gnojivo u fino mljevenom obliku.

Izgoreni kreč

(CaO). Sadržaj CaCO3 je preko 70%. Karakterizira se kao jak i brzodjelujući materijal za kamenac.

Gašeno vapno

(Ca (OH) 2). Sadržaj CaCO3 - 35% i više. Takođe je jako i brzo delujuće krečno đubrivo.

Dolomitno brašno

... Sadržaj CaCO3 i MgCO3 je oko 100%. Djelovanje je sporije od krečnjačkih tufova. Obično se koristi tamo gde je potreban magnezijum.

Vapnenački tufovi

... Sadržaj CaCO3 - 15–96%, nečistoća - do 25% gline i pijeska, 0,1% P2O5. Djelovanje je brže od krečnjaka.

Neispravna prljavština (defekt)

... Sastoji se od CaCO3 i Ca (OH) 2. Sadržaj vapna za CaO je do 40%. Prisutan je i azot - 0,5% i P2O5 - 1–2%. Ovo je otpad šećerana za repu. Preporučuje se za upotrebu ne samo za snižavanje kiselosti tla, već i u područjima uzgoja repe na černozemskim tlima.

Pepeo iz škriljaca iz ciklona

... Suvi prašnjavi materijal. Sadržaj aktivne supstance je 60-70%. Odnosi se na industrijski otpad.

Prašina iz peći i cementara

... Sadržaj CaCO3 mora biti veći od 60%. U praksi se koristi na farmama koje se nalaze u neposrednoj blizini cementara.

Metalurške šljake

... Koriste se u regijama Urala i Sibira. Nehigroskopan, lak za prskanje. Moraju sadržavati najmanje 80% CaCO3, imati sadržaj vlage ne veći od 2%. Važan je granulometrijski sastav: 70% - manje od 0,25 mm, 90% - manje od 0,5 mm.

Organska đubriva. Sadržaj Ca u odnosu na CaCO3 je 0,32–0,40%.

Fosfatni kamen. Sadržaj kalcija je 22% u smislu CaCO3.

Vapnena đubriva se ne koriste samo za obezbeđivanje tla i biljaka kalcijumom. Glavna svrha njihove upotrebe je vapnenje tla. Ovo je metoda hemijske rekultivacije. Usmjeren je na neutralizaciju viška kiselosti tla, poboljšanje njegovih agrofizičkih, agrohemijskih i bioloških svojstava, snabdijevanje biljaka magnezijumom i kalcijumom, mobilizaciju i imobilizaciju makroelemenata i mikroelemenata, stvaranje optimalnih vodno-fizičkih, fizičkih, vazdušnih uslova za život gajenih biljaka.

Efikasnost krečenja tla

Uporedo sa zadovoljavanjem potreba biljaka za kalcijumom kao elementom mineralne ishrane, krečenje dovodi do višestrukih pozitivnih promena u zemljištu.

Utjecaj kamenca na svojstva nekih tla

Kalcijum doprinosi koagulaciji koloida tla i sprečavanju njihovog ispiranja. To dovodi do lakše obrade tla, poboljšane aeracije.

Kao rezultat kamencanja:

pješčana humusna tla povećavaju svoj kapacitet upijanja vode;
na teškim glinovitim tlima stvaraju se agregati i grudve tla koji poboljšavaju vodopropusnost.

Konkretno, organske kiseline se neutrališu i H-joni se istiskuju iz apsorbujućeg kompleksa. To dovodi do eliminacije razmjene i smanjenja hidrolitičke kiselosti tla. Istovremeno se uočava poboljšanje kationskog sastava apsorbirajućeg kompleksa tla, što nastaje zbog zamjene iona vodika i aluminija s kationima kalcija i magnezija. Ovo povećava zasićenost tla bazama i povećava sposobnost upijanja.

Utjecaj kamenca na opskrbu biljaka dušikom

Nakon kamenca, pozitivna agrohemijska svojstva tla i njegove strukture mogu se zadržati nekoliko godina. Ovo doprinosi stvaranju povoljnih uslova za unapređenje korisnih mikrobioloških procesa za mobilizaciju nutrijenata. Povećava se aktivnost amonifikatora, nitrifikatora, bakterija koje fiksiraju dušik, koje slobodno žive u tlu.

Vapnenje podstiče povećanu reprodukciju kvržičnih bakterija i poboljšanu opskrbu dušikom biljke domaćina. Utvrđeno je da bakterijska đubriva gube svoju efikasnost na kiselim zemljištima.

Utjecaj kamenca na opskrbu biljaka elementima pepela

Vapnenje doprinosi opskrbi biljke elementima pepela, jer se povećava aktivnost bakterija koje razgrađuju organske fosforne spojeve tla i doprinose prelasku željeznih i aluminijskih fosfata u kalcijeve soli fosforne kiseline dostupne biljkama. Vapnenje kiselih tla pospješuje mikrobiološke i biohemijske procese, što zauzvrat povećava količinu nitrata, kao i asimilabilnih oblika fosfora i kalija.

Utjecaj kamenca na oblik i dostupnost makronutrijenata i mikronutrijenata

Vapnenjem se povećava količina kalcijuma, a kada se koristi dolomitno brašno i magnezijuma. U isto vrijeme, toksični oblici mangana i aluminija postaju netopivi i pretvaraju se u precipitirani oblik. Dostupnost elemenata kao što su gvožđe, bakar, cink, mangan se smanjuje. Azot, sumpor, kalijum, kalcijum, magnezijum, fosfor i molibden postaju sve dostupniji.

Utjecaj kamencanja na djelovanje fiziološki kiselih gnojiva

Vapnenje povećava efikasnost fiziološki kiselih mineralnih đubriva, posebno amonijačnih i kalijumovih đubriva.

Pozitivni učinak fiziološki kiselih gnojiva izumire bez dodavanja vapna, a vremenom može preći u negativan. Dakle, na gnojenim parcelama prinosi su čak i manji nego na neđubrenim. Kombinacija kamencanja sa upotrebom đubriva povećava njihovu efikasnost za 25-50%.

Prilikom krečanja u tlu se aktiviraju enzimski procesi po kojima se posredno ocjenjuje njegova plodnost.

Sastavio: P.I. Grigorovskaya

Stranica umetnuta: 12/05/13 00:40

Posljednje ažuriranje: 22.05.14. 16:25

Književni izvori:

Glinka N.L. Opća hemija. Udžbenik za univerzitete. Izdavačka kuća: L: Hemija, 1985, str.731

Mineev V.G. Agrohemija: Udžbenik - 2. izdanje, revidirano i dopunjeno - Moskva: Izdavačka kuća Moskovskog državnog univerziteta, Izdavačka kuća KolosS, 2004.– 720 str., str. ill .: ill. - (Klasični univerzitetski udžbenik).

Petrov B.A., Seliverstov N.F. Mineralna ishrana biljaka. Priručnik za studente i baštovane. Jekaterinburg, 1998.79 str.

Enciklopedija za djecu. Tom 17. Hemija. / Pogl. ed. V.A. Volodin. - M.: Avanta +, 2000.-- 640 str., Il.

Yagodin B.A., Žukov Yu.P., Kobzarenko V.I. Agrohemija / Uredio B.A. Jagodina.– M.: Kolos, 2002.– 584 str.: mulj (Udžbenici i nastavna sredstva za studente visokoškolskih ustanova).

Slike (prerađene):

20 Ca kalcijuma, licencirano CC BY

Nedostatak kalcijuma u pšenici, CIMMYT, licenciran od CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Kalcijum i njegova uloga za čovečanstvo - Hemija

Kalcijum i njegova uloga za čovečanstvo

Uvod

Biti u prirodi

Primanje

Fizička svojstva

Hemijska svojstva

Primena jedinjenja kalcijuma

Biološka uloga

Zaključak

Bibliografija

Uvod

Kalcijum je element glavne podgrupe druge grupe, četvrtog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 20. Označen je simbolom Ca (latinski kalcijum). Jednostavna supstanca kalcijum (CAS broj: 7440-70-2) je meki, reaktivni zemnoalkalni metal srebrnobele boje.

Uprkos sveprisutnosti elementa #20, čak ni hemičari nisu svi vidjeli elementarni kalcij. Ali ovaj metal, kako izvana tako i po ponašanju, potpuno je drugačiji od alkalnih metala, komunikacija s kojima je prepuna opasnosti od požara i opekotina. Može se bezbedno čuvati na vazduhu, nije zapaljiv iz vode. Mehanička svojstva elementarnog kalcijuma ga ne čine „crnom ovcom“ u porodici metala: kalcijum nadmašuje mnoge od njih po snazi i tvrdoći; može se okretati na strugu, uvlačiti u žicu, kovati, presovati.

Pa ipak, elementarni kalcij se gotovo nikada ne koristi kao strukturni materijal. Previše je aktivan za to. Kalcijum lako reaguje sa kiseonikom, sumporom, halogenima. Čak i sa azotom i vodonikom, reaguje pod određenim uslovima. Okolina ugljikovih oksida, inertna za većinu metala, agresivna je za kalcij. Gori u atmosferi CO i CO2.

Istorijat i porijeklo imena

Jedinjenja kalcijuma - krečnjak, mermer, gips (kao i kreč - proizvod pečenja krečnjaka) koriste se u građevinskoj industriji nekoliko milenijuma. Sve do kraja 18. veka, hemičari su smatrali da je kreč jednostavno telo. Godine 1789. A. Lavoisier je sugerirao da su vapno, magnezijum, barit, glinica i silicijum kompleksne supstance.

Biti u prirodi

Zbog svoje visoke hemijske aktivnosti, slobodni kalcij se ne nalazi u prirodi.

Kalcijum čini 3,38% mase zemljine kore (5. najzastupljeniji posle kiseonika, silicijuma, aluminijuma i gvožđa).

Izotopi. Kalcijum se prirodno javlja u obliku mešavine šest izotopa: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca i 48Ca, među kojima je najčešći – 40Ca – 96,97%.

Od šest prirodnih izotopa kalcijuma, pet je stabilno. Šesti izotop 48Ca, najteži od šest i vrlo rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,187%), nedavno je otkriveno da podliježe dvostrukom beta raspadu s vremenom poluraspada od 5,3 × 1019 godina.

U stijenama i mineralima. Najveći dio kalcija se nalazi u silikatima i aluminosilikatima raznih stijena (graniti, gnajsi, itd.), posebno u feldspat - anortitu Ca.

U obliku sedimentnih stijena, spojevi kalcija su predstavljeni kredom i krečnjakom, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita (CaCO3). Kristalni oblik kalcita - mermer - mnogo je rjeđi u prirodi.

Prilično su rasprostranjeni minerali kalcijuma kao što su kalcit CaCO3, anhidrit CaSO4, alabaster CaSO4 0,5h3O i gips CaSO4 2h3O, fluorit CaF2, apatit Ca5 (PO4) 3 (F, Cl, OH), dolomit MgCO3 CaCO3. Prisustvo soli kalcijuma i magnezija u prirodnoj vodi određuje njenu tvrdoću.

Kalcijum, koji snažno migrira u zemljinoj kori i akumulira se u različitim geohemijskim sistemima, formira 385 minerala (četvrti po broju minerala).

Migracije u zemljinoj kori. U prirodnoj migraciji kalcija, bitnu ulogu igra "karbonatna ravnoteža" povezana s reverzibilnom reakcijom interakcije kalcijevog karbonata s vodom i ugljičnim dioksidom s stvaranjem rastvorljivog bikarbonata:

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

(ravnoteža se pomiče ulijevo ili udesno, ovisno o koncentraciji ugljičnog dioksida).

Biogene migracije. U biosferi, jedinjenja kalcijuma se nalaze u gotovo svim životinjskim i biljnim tkivima (vidi i dole). Značajna količina kalcijuma nalazi se u živim organizmima. Dakle, hidroksiapatit Ca5 (PO4) 3OH, ili, u drugoj notaciji, 3Ca3 (PO4) 2 · Ca (OH) 2 - osnova koštanog tkiva kičmenjaka, uključujući ljude; ljuske i ljuske mnogih beskičmenjaka, ljuske jaja i dr. sastoje se od kalcijum karbonata CaCO3.U živim tkivima ljudi i životinja 1,4-2% Ca (po masenom udjelu); u ljudskom tijelu težine 70 kg, sadržaj kalcija je oko 1,7 kg (uglavnom u sastavu međućelijske tvari koštanog tkiva).

Primanje

Slobodni metalni kalcij se dobija elektrolizom taline koja se sastoji od CaCl2 (75-80%) i KCl ili od CaCl2 i CaF2, kao i aluminotermalnom redukcijom CaO na 1170-1200°C:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Fizička svojstva

Metalni kalcijum postoji u dvije alotropske modifikacije. Do 443°C, β-Ca sa kubičnom lice-centriranom rešetkom (parametar a = 0,558 nm) je stabilan, dok je α-Ca sa kubičnom telesno centriranom rešetkom tipa α-Fe (parametar a = 0,448 nm) je stabilniji. Standardna entalpija H0 prijelaza? >? je 0,93 kJ/mol.

Hemijska svojstva

Kalcijum je tipičan zemnoalkalni metal. Reaktivnost kalcijuma je visoka, ali niža od svih ostalih zemnoalkalnih metala. Lako stupa u interakciju s kisikom, ugljičnim dioksidom i vlagom u zraku, zbog čega je površina metalnog kalcija obično zagasito siva, pa se u laboratoriji kalcij obično skladišti, kao i drugi zemnoalkalni metali, u dobro zatvorenoj tegli ispod posude. sloj kerozina ili tečnog parafina.

U nizu standardnih potencijala, kalcijum se nalazi lijevo od vodonika. Standardni elektrodni potencijal para Ca2 + / Ca0 je 2,84 V, tako da kalcij aktivno reagira s vodom, ali bez paljenja:

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

Kalcijum reaguje sa aktivnim nemetalima (kiseonik, hlor, brom) pod normalnim uslovima:

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

Kada se zagrije na zraku ili kisiku, kalcij se zapali. Kalcij stupa u interakciju sa manje aktivnim nemetalima (vodonik, bor, ugljik, silicijum, dušik, fosfor i drugi) kada se zagrijava, na primjer:

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

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

3Ca + 2P = Ca3P2 (

kalcijum fosfid), poznati su i kalcijum fosfidi sastava CaP i CaP5;

2Ca + Si = Ca2Si

(kalcijum silicid), poznati su i kalcijum silicidi sastava CaSi, Ca3Si4 i CaSi2.

Tijek gore navedenih reakcija u pravilu je praćen oslobađanjem velike količine topline (odnosno, ove reakcije su egzotermne). U svim jedinjenjima sa nemetalima, oksidaciono stanje kalcijuma je +2. Većina spojeva kalcija s nemetalima se lako razlaže vodom, na primjer:

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

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

Ca2+ jon je bezbojan. Kada se rastvorljive soli kalcijuma uvedu u plamen, plamen postaje ciglastocrven.

Kalcijumove soli kao što su hlorid CaCl2, bromid CaBr2, jodid CaI2 i nitrat Ca (NO3) 2 su lako rastvorljive u vodi. Fluorid CaF2, karbonat CaCO3, sulfat CaSO4, ortofosfat Ca3 (PO4) 2, oksalat CaC2O4 i neki drugi su nerastvorljivi u vodi.

Od velikog značaja je činjenica da je, za razliku od kalcijum karbonata CaCO3, kiseli kalcijum karbonat (bikarbonat) Ca (HCO3) 2 rastvorljiv u vodi. U prirodi to dovodi do sljedećih procesa. Kada hladna kišnica ili riječna voda zasićena ugljičnim dioksidom prodre u podzemlje i padne na krečnjake, uočava se njihovo otapanje:

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

Na istim mestima gde voda zasićena kalcijum bikarbonatom izlazi na površinu zemlje i zagreva se sunčevim zracima, dešava se suprotna reakcija:

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

Tako se u prirodi prenose velike mase tvari. Kao rezultat toga, pod zemljom se mogu formirati ogromne praznine, a u pećinama se stvaraju prekrasne kamene "leđice" - stalaktiti i stalagmiti.

Prisustvo rastvorenog kalcijum bikarbonata u vodi u velikoj meri određuje privremenu tvrdoću vode. Naziva se privremenim jer se pri ključanju vode bikarbonat razgrađuje, a CaCO3 taloži. Ova pojava dovodi, na primjer, do činjenice da se kamenac tijekom vremena nakuplja u kotlu.

Primena metalnog kalcijuma

Glavna upotreba metalnog kalcijuma je kao redukciono sredstvo u proizvodnji metala, posebno nikla, bakra i nerđajućeg čelika. Kalcijum i njegov hidrid se takođe koriste za dobijanje metala koji se teško redukuju kao što su hrom, torijum i uranijum. Legure olova kalcijuma koriste se u baterijama i legurama ležajeva. Granule kalcijuma se također koriste za uklanjanje tragova zraka iz vakuumske opreme.

Metalotermija

Čisti metalni kalcij se široko koristi u metalotermiji za proizvodnju rijetkih metala.

Legiranje legure

Čisti kalcij se koristi za legiranje olova koje se koristi u proizvodnji ploča za baterije, starter olovnih baterija bez održavanja i niskog samopražnjenja. Takođe, metalni kalcij se koristi za proizvodnju visokokvalitetnih kalcijumskih babbita BKA.

Nuklearna fuzija

Primena jedinjenja kalcijuma

Kalcijum hidrid. Zagrevanjem kalcijuma u atmosferi vodika dobija se Cah3 (kalcijum hidrid) koji se koristi u metalurgiji (metalotermija) i u proizvodnji vodonika na terenu.

Optički i laserski materijali Kalcijum fluorid (fluorit) se koristi u obliku monokristala u optici (astronomski objektivi, sočiva, prizme) i kao laserski materijal. Kalcijum volframat (šeelit) u obliku monokristala koristi se u laserskoj tehnologiji i kao scintilator.

Kalcijum karbid. Kalcijum karbid CaC2 se široko koristi za proizvodnju acetilena i za redukciju metala, kao i u proizvodnji kalcijum cijanamida (zagrevanjem kalcijum karbida u azotu na 1200°C, reakcija se odvija egzotermno, odvija se u pećima na cijanamidu) .

Hemijski izvori energije. Kalcijum, kao i njegove legure sa aluminijumom i magnezijumom, koriste se u rezervnim termalnim električnim baterijama kao anoda (na primer, element kalcijum hromata). Kalcijum hromat se koristi kao katoda u ovim baterijama. Posebnost ovakvih baterija je izuzetno dug period skladištenja (decenijama) u odgovarajućem stanju, sposobnost rada u svim uslovima (prostor, visoki pritisci), visoka specifična energija po težini i zapremini. Nedostatak u kratkom trajanju. Takve baterije se koriste tamo gdje je potrebno za kratko vrijeme stvoriti kolosalnu električnu snagu (balističke rakete, neke svemirske letjelice itd.).

Vatrostalni materijali. Kalcijum oksid, kako u slobodnom obliku, tako i kao deo keramičkih mešavina, koristi se u proizvodnji vatrostalnih materijala.

Lijekovi. Jedinjenja kalcijuma se široko koriste kao antihistaminici.

Kalcijum hlorid

Kalcijum glukonat

Kalcijum glicerofosfat

Osim toga, spojevi kalcija se uvode u sastav preparata za prevenciju osteoporoze, u vitaminske komplekse za trudnice i starije osobe.

Biološka uloga

Kalcijum je uobičajen makronutrijent u biljkama, životinjama i ljudima. Kod ljudi i drugih kralježnjaka, većina ga se nalazi u skeletu i zubima u obliku fosfata. Skeleti većine grupa beskičmenjaka (spužve, koralni polipi, mekušci, itd.) sastavljeni su od različitih oblika kalcijum karbonata (kreč). Kalcijumovi joni su uključeni u procese zgrušavanja krvi, kao i u obezbeđivanju konstantnog osmotskog pritiska krvi. Kalcijumovi joni takođe služe kao jedan od univerzalnih sekundarnih glasnika i regulišu razne unutarćelijske procese – mišićnu kontrakciju, egzocitozu, uključujući lučenje hormona i neurotransmitera itd. Koncentracija kalcijuma u citoplazmi ljudskih ćelija je oko 10-7 mol, u međućelijskim tečnostima oko 10 ? 3 mol.

Potreba za kalcijumom zavisi od starosti. Za odrasle potrebna dnevna doza je 800 do 1000 miligrama (mg), a za djecu od 600 do 900 mg, što je za djecu veoma važno zbog intenzivnog rasta skeleta. Najveći dio kalcija koji ulazi u ljudski organizam s hranom nalazi se u mliječnim proizvodima, preostali kalcij se nalazi u mesu, ribi i nekim biljnim proizvodima (posebno mahunarke sadrže puno). Apsorpcija se odvija i u debelom i u tankom crijevu, a olakšava je kiselo okruženje, vitamin D i vitamin C, laktoza, nezasićene masne kiseline. Važna je i uloga magnezijuma u metabolizmu kalcijuma, čijim nedostatkom se kalcijum „ispira“ iz kostiju i deponuje u bubrezima (kamen u bubrezima) i mišićima.

Apsorpciju kalcijuma ometaju aspirin, oksalna kiselina, derivati estrogena. Kada se kombinuje sa oksalnom kiselinom, kalcij proizvodi jedinjenja netopiva u vodi koja su sastavni deo bubrežnih kamenaca.

Zbog velikog broja procesa koji su s njim povezani, sadržaj kalcija u krvi je precizno reguliran, a pravilnom ishranom ne nastaje nedostatak. Dugotrajno izostanak s ishrane može uzrokovati grčeve, bolove u zglobovima, pospanost, poremećaje u rastu i zatvor. Dublji deficiti dovode do upornih grčeva mišića i osteoporoze. Zloupotreba kafe i alkohola mogu biti uzroci nedostatka kalcijuma, jer se dio izlučuje urinom.

Prevelike doze kalcijuma i vitamina D mogu uzrokovati hiperkalcemiju, praćenu intenzivnom kalcizacijom kostiju i tkiva (uglavnom zahvaćajući urinarni sistem). Dugotrajni višak narušava rad mišićnog i nervnog tkiva, povećava zgrušavanje krvi i smanjuje apsorpciju cinka od strane koštanih stanica. Maksimalna dnevna sigurna doza za odraslu osobu je 1500 do 1800 miligrama.

Proizvodi Kalcijum, mg / 100 g

Susam 783

Kopriva 713

Šumski slez 505

Plantain veliki 412

Galinsoga 372

Sardine u ulju 330

Ivy budra 289

Pasja ruža 257

Badem 252

Plantain lanceolist. 248

lješnjak 226

Seme amaranta 214

Potočarka 214

Suva soja 201

Djeca mlađa od 3 godine - 600 mg.

Djeca od 4 do 10 godina - 800 mg.

Djeca od 10 do 13 godina - 1000 mg.

Tinejdžeri od 13 do 16 godina - 1200 mg.

Mladi od 16 i više godina - 1000 mg.

Odrasli od 25 do 50 godina - 800 do 1200 mg.

Trudnice i dojilje - 1500 do 2000 mg.

Zaključak

Kalcijum je jedan od najzastupljenijih elemenata na zemlji. U prirodi ga ima dosta: stijene i glinene stijene nastaju od kalcijevih soli, ima ga u morskoj i riječnoj vodi, dio je biljnih i životinjskih organizama.

Kalcij stalno okružuje građane: gotovo svi osnovni građevinski materijali - beton, staklo, cigla, cement, kreč - sadrže ovaj element u značajnim količinama.

Naravno, imajući takva hemijska svojstva, kalcijum u prirodi ne može biti u slobodnom stanju. Ali spojevi kalcija - i prirodni i umjetni - postali su od najveće važnosti.

Bibliografija

1. Uredništvo .: Knunyants I.L. (glavni urednik) Hemijska enciklopedija: u 5 tomova - Moskva: Sovjetska enciklopedija, 1990. - T. 2. - P. 293. - 671 str.

2. Doronin. N.A.Kaltsiy, Goskhimizdat, 1962.191 str. Sa ill.

3. Dotsenko VA. - Tretmansko-profilaktička ishrana. - Pitanje. hrana, 2001 - N1-str.21-25

4. Bilezikian J. P. Kalcij i metabolizam kostiju // U: K. L. Becker, ur.

www.e-ng.ru

Svet nauke

Kalcijum je metalni element glavne podgrupe II grupe 4 perioda periodnog sistema hemijskih elemenata. Pripada porodici zemnoalkalnih metala. Vanjski energetski nivo atoma kalcija sadrži 2 uparena s-elektrona

Koje je u stanju da energično odaje tokom hemijskih interakcija. Dakle, kalcijum je redukcioni agens i u svojim jedinjenjima ima oksidaciono stanje +2. U prirodi se kalcijum nalazi samo u obliku soli. Maseni udio kalcijuma u zemljinoj kori - 3,6%. Glavni prirodni mineral kalcijuma je kalcit CaCO3 i njegove vrste - krečnjak, kreda, mermer. Postoje i živi organizmi (na primjer, koralji), čija se okosnica sastoji uglavnom od kalcijum karbonata. Takođe važni minerali kalcijuma su dolomit CaCO3 MgCO3, fluorit CaF2, gips CaSO4 2h3O, apatit, feldspat itd. Kalcijum igra važnu ulogu u životu živih organizama. Maseni udio kalcijuma u ljudskom tijelu je 1,4-2%. Ulazi u sastav zuba, kostiju, drugih tkiva i organa, učestvuje u procesu zgrušavanja krvi i stimuliše rad srca. Da bi organizam obezbedio dovoljnu količinu kalcijuma, imperativ je konzumiranje mleka i mlečnih proizvoda, zelenog povrća, ribe.Prosta supstanca kalcijum je tipičan srebrno-beli metal. Prilično je tvrd, duktilan, ima gustinu od 1,54 g/cm3 i tačku topljenja 842? C. Hemijski, kalcijum je veoma aktivan. U normalnim uslovima lako stupa u interakciju sa kiseonikom i vlagom u vazduhu, stoga se čuva u hermetički zatvorenim posudama. Kada se zagreje na vazduhu, kalcijum se zapali i formira oksid: 2Ca + O2 = 2CaO Kalcijum reaguje sa hlorom i bromom kada se zagreje, a sa fluorom čak i na hladnom. Produkti ovih reakcija su odgovarajući halogenidi, na primjer: Ca + Cl2 = CaCl2 Kada se kalcij zagrije sa sumporom, nastaje kalcijum sulfid: Ca + S = CaS. Kalcijum može reagirati sa drugim nemetalima. Interakcija sa vodom dovodi do stvaranja slabo rastvorljivog kalcijum hidroksida i oslobađanja gasovitog vodonika : Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3 Metalni kalcijum se široko koristi. Koristi se kao rozkisnik u proizvodnji čelika i legura, kao redukciono sredstvo za proizvodnju nekih vatrostalnih metala.

Kalcijum se dobija elektrolizom taline kalcijum hlorida. Tako je kalcijum prvi put nabavio 1808. godine Humphrey Davy.

worldofscience.ru

Kalcijum

KALCIJUM-Ja sam; m.[od lat. calx (calcis) - kreč] Hemijski element (Ca), srebrno-bijeli metal koji je dio krečnjaka, mramora itd.

◁ Kalcijum, th, th. K-te soli.

kalcijum

(lat. Kalcijum), hemijski element II grupe periodnog sistema, odnosi se na zemnoalkalne metale. Naziv od lat. calx, genitiv calcis je kreč. Srebrno-bijeli metal, gustina 1,54 g/cm 3, t pl 842ºC. Lako oksidira na zraku pri normalnim temperaturama. Po rasprostranjenosti u zemljinoj kori zauzima 5. mjesto (minerali kalcit, gips, fluorit itd.). Kao aktivno redukciono sredstvo, koristi se za dobijanje U, Th, V, Cr, Zn, Be i drugih metala iz njihovih jedinjenja, za deoksidaciju čelika, bronze itd. Ulazi u antifrikcione materijale. Jedinjenja kalcijuma se koriste u građevinarstvu (kreč, cement), preparati kalcijuma se koriste u medicini.

KALCIJUM

KALCIJUM (latinski Kalcijum), Ca (čitaj "kalcijum"), hemijski element sa atomskim brojem 20, nalazi se u četvrtom periodu u grupi IIA Mendeljejevljevog periodnog sistema elemenata; atomska masa 40.08. Odnosi se na broj zemnoalkalnih elemenata (cm. ZEMNOALKALNI METALI).
Prirodni kalcijum se sastoji od mješavine nuklida (cm. NUKLID) sa masenim brojevima 40 (u smjesi težinski 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) i 46 (0,003%). Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja 4 s 2 ... U skoro svim jedinjenjima, oksidaciono stanje kalcijuma je +2 (valencija II).
Radijus neutralnog atoma kalcija je 0,1974 nm, polumjer Ca 2+ jona je od 0,114 nm (za koordinacijski broj 6) do 0,148 nm (za koordinacijski broj 12). Sekvencijalne energije jonizacije neutralnog atoma kalcijuma su 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 i 84,5 eV, respektivno. Na Paulingovoj skali, elektronegativnost kalcijuma je oko 1,0. Slobodni kalcijum je srebrno bijeli metal.
Istorija otkrića
Jedinjenja kalcijuma se nalaze posvuda u prirodi, tako da su čovječanstvu poznata od davnina. Kreč se dugo koristio u građevinarstvu (cm. LIME)(živi kreč i gašeni), koji se dugo vremena smatrao jednostavnom tvari, "zemljom". Međutim, 1808. godine engleski naučnik G. Davy (cm. DEVI Humphrey) uspeo da izvuče novi metal iz kreča. Da bi to učinio, Davy je elektrolizirao mješavinu blago navlaženog gašenog vapna sa živinim oksidom i izolirao novi metal iz amalgama nastalog na živinoj katodi, koji je nazvao kalcij (od latinskog calx, genus calcis - vapno). U Rusiji se neko vrijeme ovaj metal zvao "kreč".
Biti u prirodi
Kalcijum je jedan od najzastupljenijih elemenata na Zemlji. Na njega otpada 3,38% mase zemljine kore (5. po zastupljenosti nakon kiseonika, silicijuma, aluminijuma i gvožđa). Zbog svoje visoke hemijske aktivnosti, slobodni kalcij se ne nalazi u prirodi. Većina kalcijuma se nalazi u silikatima (cm. SILIKATI) i aluminosilikati (cm. ALUMOSILIKATI) razne stijene (graniti (cm. GRANIT), gnajsovi (cm. GNEISS) itd.). U obliku sedimentnih stijena, spojevi kalcija su predstavljeni kredom i krečnjakom, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita. (cm. KALCIT)(CaCO 3). Kristalni oblik kalcita - mermer - mnogo je rjeđi u prirodi.
Minerali kalcijuma kao što je krečnjak su prilično česti. (cm. KRAČNJAK) CaCO 3, anhidrit (cm. ANHIDRIT) CaSO 4 i gips (cm. GIGPS) CaSO 4 2H 2 O, fluorit (cm. FLUORIT) CaF 2, apatit (cm. APATITI) Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomit (cm. DOLOMIT) MgCO 3 · SaCO 3. Prisustvo soli kalcija i magnezija u prirodnoj vodi određuje njenu tvrdoću (cm. TVRDOĆA VODE)... Značajna količina kalcijuma nalazi se u živim organizmima. Dakle, hidroksilapatit Ca 5 (PO 4) 3 (OH), ili, u drugoj notaciji, 3Ca 3 (PO 4) 2 · Ca (OH) 2 - osnova koštanog tkiva kičmenjaka, uključujući ljude; ljuske i ljuske mnogih beskičmenjaka, ljuske jaja, itd. sastoje se od kalcijum karbonata CaCO 3.
Primanje
Metalni kalcij se dobija elektrolizom taline koja se sastoji od CaCl 2 (75-80%) i KCl ili od CaCl 2 i CaF 2, kao i aluminotermnom redukcijom CaO na 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Fizička i hemijska svojstva
Metalni kalcijum postoji u dvije alotropske modifikacije (vidi Alotropija (cm. ALOTROPIJA)). Do 443 °C, a-Ca sa kubičnom rešetkom centriranom na lice je stabilan (parametar a = 0,558 nm), viši je b-Ca sa kubičnom telocentričnom rešetkom tipa a-Fe (parametar a = 0,448 nm ). Tačka topljenja kalcijuma je 839 ° C, tačka ključanja je 1484 ° C, gustina je 1,55 g / cm 3.
Reaktivnost kalcijuma je visoka, ali niža od svih ostalih zemnoalkalnih metala. Lako stupa u interakciju s kisikom, ugljičnim dioksidom i vlagom u zraku, što čini površinu metalnog kalcija obično mutno sivom, pa se u laboratoriji kalcij obično skladišti, kao i drugi zemnoalkalni metali, u dobro zatvorenoj tegli ispod sloja kerozin.
U nizu standardnih potencijala, kalcijum se nalazi lijevo od vodonika. Standardni elektrodni potencijal para Ca 2+ / Ca 0 je –2,84 V, tako da kalcijum aktivno reaguje sa vodom:
Ca + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2.
Kalcijum reaguje sa aktivnim nemetalima (kiseonik, hlor, brom) pod normalnim uslovima:
2Ca + O 2 = 2CaO; Ca + Br 2 = CaBr 2.
Kada se zagrije na zraku ili kisiku, kalcij se zapali. Kalcij stupa u interakciju sa manje aktivnim nemetalima (vodonik, bor, ugljik, silicijum, dušik, fosfor i drugi) kada se zagrijava, na primjer:
Ca + H 2 = CaH 2 (kalcijum hidrid),
Ca + 6B = CaB 6 (kalcijum borid),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (kalcijum nitrid)
Ca + 2C = CaC 2 (kalcijum karbid)
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (kalcijum fosfid), poznati su i kalcijum fosfidi sastava CaP i CaP 5;
2Ca + Si = Ca 2 Si (kalcijum silicid), poznati su i kalcijum silicidi sastava CaSi, Ca 3 Si 4 i CaSi 2.
Tijek gore navedenih reakcija u pravilu je praćen oslobađanjem velike količine topline (tj. ove reakcije su egzotermne). U svim jedinjenjima sa nemetalima, oksidaciono stanje kalcijuma je +2. Većina spojeva kalcija s nemetalima se lako razlaže vodom, na primjer:
CaH 2 + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + 2H 2,
Ca 3 N 2 + 3H 2 O = 3Ca (OH) 2 + 2NH 3.
Kalcijum oksid je obično bazičan. U laboratoriji i tehnologiji dobija se termičkom razgradnjom karbonata:
CaCO 3 = CaO + CO 2.
Tehnički kalcijum oksid CaO naziva se živo vapno.
Reaguje sa vodom da formira Ca (OH) 2 i oslobađa veliku količinu toplote:
CaO + H 2 O = Ca (OH) 2.
Ca (OH) 2 dobijen na ovaj način obično se naziva gašeno vapno ili krečno mlijeko. (cm. LIMENO MLIJEKO) zbog činjenice da je rastvorljivost kalcijum hidroksida u vodi niska (0,02 mol/l na 20°C), a kada se doda u vodu, formira se bijela suspenzija.
Kada je u interakciji s kiselim oksidima, CaO stvara soli, na primjer:
CaO + CO 2 = CaCO 3; CaO + SO 3 = CaSO 4.
Ca 2+ jon je bezbojan. Kada se u plamen dodaju kalcijumove soli, plamen postaje ciglastocrven.
Kalcijumove soli kao što su hlorid CaCl 2, bromid CaBr 2, jodid CaI 2 i nitrat Ca (NO 3) 2 su lako rastvorljive u vodi. Fluorid CaF 2, karbonat CaCO 3, sulfat CaSO 4, prosječni ortofosfat Ca 3 (PO 4) 2, oksalat CaC 2 O 4 i neki drugi su nerastvorljivi u vodi.
Od velikog značaja je činjenica da je, za razliku od prosječnog kalcijum karbonata CaCO 3, kiseli kalcijum karbonat (bikarbonat) Ca (HCO 3) 2 rastvorljiv u vodi. U prirodi to dovodi do sljedećih procesa. Kada hladna kišnica ili riječna voda zasićena ugljičnim dioksidom prodre u podzemlje i padne na krečnjake, uočava se njihovo otapanje:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2.
Na istim mestima gde voda zasićena kalcijum bikarbonatom izlazi na površinu zemlje i zagreva se sunčevim zracima, dešava se suprotna reakcija:
Ca (HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Tako se u prirodi prenose velike mase tvari. Kao rezultat toga, pod zemljom se mogu formirati ogromne vrtače (vidi Karst (cm. KRŠ (prirodni fenomen))), a u pećinama se formiraju prekrasne kamene "leđice" - stalaktiti (cm. STALAKTITI (mineralne formacije)) i stalagmitima (cm. STALAGMITI).
Prisustvo rastvorenog kalcijum bikarbonata u vodi u velikoj meri određuje privremenu tvrdoću vode (cm. TVRDOĆA VODE)... Naziva se privremenim jer se pri ključanju vode bikarbonat razgrađuje, a CaCO 3 taloži. Ova pojava dovodi, na primjer, do činjenice da se kamenac tijekom vremena nakuplja u kotlu.
Upotreba kalcijuma i njegovih spojeva
Metalni kalcij se koristi za metalotermalnu proizvodnju uranijuma (cm. Uranijum (hemijski element)), torijum (cm. TORIJA), titanijum (cm. TITAN (hemijski element)), cirkonijum (cm. CIRKONIJ), cezijum (cm. CEZIJUM) i rubidijum (cm. RUBIDIJUM).
Prirodna jedinjenja kalcija se široko koriste u proizvodnji veziva (cement (cm. CEMENT), gips (cm. GIGPS), kreč, itd.). Vezivno dejstvo gašenog vapna zasniva se na činjenici da kalcijum hidroksid vremenom reaguje sa ugljen-dioksidom u vazduhu. Kao rezultat tekuće reakcije nastaju iglasti kristali kalcita CaCO 3, koji prerastaju u obližnje kamenje, cigle i druge građevinske materijale i, takoreći, spajaju ih u jedinstvenu cjelinu. Kristalni kalcijum karbonat - mermer je odličan završni materijal. Kreda se koristi za krečenje. U proizvodnji livenog gvožđa troše se velike količine krečnjaka, jer omogućavaju da se vatrostalne nečistoće željezne rude (na primjer, kvarc SiO 2) pretvore u trosku relativno niskog taljenja.
Izbjeljivač je vrlo efikasan kao dezinficijens. (cm. PRAŠAK ZA IZBJELJIVANJE)- "hlor" Ca (OCl) Cl - pomešani hlorid i kalcijum hipohlorit (cm. KALCIJUM HIPOHLORIT) sa visokim oksidacionim kapacitetom.
Široko se koristi i kalcijum sulfat, koji postoji kako u obliku bezvodnih jedinjenja tako i u obliku kristalnih hidrata - takozvanog "poluvodenog" sulfata - alabastra (cm. Aleviz Fryazin (Milanac)) CaSO 4 · 0,5H 2 O i dihidrat sulfat - gips CaSO 4 · 2H 2 O. Gips se široko koristi u građevinarstvu, u vajarstvu, za izradu štukature i raznih umjetničkih proizvoda. Gips se također koristi u medicini za fiksiranje kostiju kod prijeloma.
Kalcijum hlorid CaCl 2 se koristi zajedno sa kuhinjskom solju za sprečavanje zaleđivanja puteva. Kalcijum fluorid CaF 2 je odličan optički materijal.
Kalcijum u telu
Kalcijum je nutrijent (cm. BIOGENI ELEMENTI), stalno prisutan u tkivima biljaka i životinja. Važna komponenta mineralnog metabolizma životinja i ljudi i mineralne ishrane biljaka, kalcijum obavlja različite funkcije u organizmu. U sastavu apatita (cm. APATITE), kao i kalcijum sulfat i karbonat, čini mineralnu komponentu koštanog tkiva. Ljudsko tijelo teško 70 kg sadrži oko 1 kg kalcija. Kalcijum učestvuje u radu jonskih kanala (cm. IONSKI KANALI), vršeći transport tvari kroz biološke membrane, u prijenosu nervnog impulsa (cm. NERVNI IMPULS), u procesima zgrušavanja krvi (cm. SAKUPLJANJE KRVI) i đubrenje. Regulišu metabolizam kalcijuma u telu kalciferoli (cm. KALCIFEROLI)(vitamin D). Nedostatak ili višak kalcijuma dovodi do raznih bolesti – rahitisa (cm. rahitis), kalcifikacija (cm. KALCINOZA) i dr. Stoga ljudska hrana treba da sadrži kalcijumove spojeve u potrebnim količinama (800-1500 mg kalcijuma dnevno). Sadržaj kalcija je visok u mliječnim proizvodima (kao što su svježi sir, sir, mlijeko), nekom povrću i drugim namirnicama. Preparati kalcijuma se široko koriste u medicini.

enciklopedijski rječnik. 2009 .

Sinonimi:

Kalcijum- element glavne podgrupe druge grupe, četvrtog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 20. Označen je simbolom Ca (latinski kalcijum). Jednostavna supstanca kalcijum (CAS broj: 7440-70-2) je meki, reaktivni zemnoalkalni metal srebrnobele boje.

Istorijat i porijeklo imena

Naziv elementa dolazi od lat. calx (genitiv calcis) - "kreč", "meki kamen". Predložio ga je engleski hemičar Humphrey Davy, koji je 1808. godine izolovao metalni kalcij elektrolitičkom metodom. Davy je elektrolizirao mješavinu vlažnog gašenog vapna sa živinim oksidom HgO na platinskoj ploči koja je služila kao anoda. Kao katoda služila je platinska žica uronjena u tečnu živu. Kao rezultat elektrolize, dobiven je kalcijev amalgam. Otjeravši iz njega živu, Davy je dobio metal nazvan kalcijum. Jedinjenja kalcijuma - krečnjak, mermer, gips (kao i kreč - proizvod pečenja krečnjaka) koriste se u građevinskoj industriji nekoliko milenijuma. Sve do kraja 18. veka, hemičari su smatrali da je kreč jednostavno telo. Godine 1789. A. Lavoisier je sugerirao da su vapno, magnezijum, barit, glinica i silicijum kompleksne supstance.

Biti u prirodi

Zbog svoje visoke hemijske aktivnosti, slobodni kalcij se ne nalazi u prirodi.

Kalcijum čini 3,38% mase zemljine kore (5. najzastupljeniji posle kiseonika, silicijuma, aluminijuma i gvožđa).

Izotopi

Kalcijum se prirodno javlja u obliku mešavine šest izotopa: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca i 48 Ca, među kojima je najčešći – 40 Ca – 96,97%.

Od šest prirodnih izotopa kalcijuma, pet je stabilno. Šesti izotop 48 Ca, najteži od šest i vrlo rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,187%), nedavno je otkriveno da podliježe dvostrukom beta raspadu s poluživotom od 5,3 × 10 19 godina.

U stijenama i mineralima

Najveći dio kalcija se nalazi u silikatima i aluminosilikatima raznih stijena (graniti, gnajsi, itd.), posebno u feldspat - anortitu Ca.

U obliku sedimentnih stijena, spojevi kalcija su predstavljeni kredom i krečnjakom, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita (CaCO 3). Kristalni oblik kalcita - mermer - mnogo je rjeđi u prirodi.

Minerali kalcijuma kao što su kalcit CaCO 3, anhidrit CaSO 4, alabaster CaSO 4 0,5H 2 O i gips CaSO 4 2H 2 O, fluorit CaF 2, apatiti Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomit MgCO 3 CaCO 3. Prisustvo soli kalcijuma i magnezija u prirodnoj vodi određuje njenu tvrdoću.

Kalcijum, koji snažno migrira u zemljinoj kori i akumulira se u različitim geohemijskim sistemima, formira 385 minerala (četvrti po broju minerala).

Migracije u zemljinoj kori

U prirodnoj migraciji kalcija, bitnu ulogu igra "karbonatna ravnoteža" povezana s reverzibilnom reakcijom interakcije kalcijevog karbonata s vodom i ugljičnim dioksidom s stvaranjem rastvorljivog bikarbonata:

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

(ravnoteža se pomiče ulijevo ili udesno, ovisno o koncentraciji ugljičnog dioksida).

Biogene migracije igraju veliku ulogu.

U biosferi

Jedinjenja kalcijuma nalaze se u skoro svim životinjskim i biljnim tkivima (vidi i dole). Značajna količina kalcijuma nalazi se u živim organizmima. Dakle, hidroksiapatit Ca 5 (PO 4) 3 OH, ili, u drugoj notaciji, 3Ca 3 (PO 4) 2 · Ca (OH) 2 - osnova koštanog tkiva kičmenjaka, uključujući ljude; ljuske i ljuske mnogih beskičmenjaka, ljuske jaja i dr. sastoje se od kalcijum karbonata CaCO 3. U živim tkivima ljudi i životinja 1,4-2% Ca (po masenom udjelu); u ljudskom tijelu težine 70 kg, sadržaj kalcija je oko 1,7 kg (uglavnom u sastavu međućelijske tvari koštanog tkiva).

Primanje

Slobodni metalni kalcij se dobija elektrolizom taline koja se sastoji od CaCl 2 (75-80%) i KCl ili od CaCl 2 i CaF 2, kao i aluminotermalnom redukcijom CaO na 1170-1200 °C:

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

Svojstva

Fizička svojstva

Metalni kalcijum postoji u dvije alotropske modifikacije. Do 443 °C, α-Ca sa kubičnom rešetkom centriranom na lice je stabilan (parametar a = 0,558 nm), viši je stabilan β-Ca sa kubičnom telo centriranom rešetkom tipa α-Fe (parametar a = 0,448 nm). Standardna entalpija Δ H 0 prelaza α → β je 0,93 kJ/mol.

Hemijska svojstva

U nizu standardnih potencijala, kalcijum se nalazi lijevo od vodonika. Standardni elektrodni potencijal para Ca 2+ / Ca 0 je -2,84 V, tako da kalcijum aktivno reaguje sa vodom, ali bez paljenja:

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

Prisustvo rastvorenog kalcijum bikarbonata u vodi u velikoj meri određuje privremenu tvrdoću vode. Naziva se privremenim jer se pri ključanju vode bikarbonat razgrađuje, a CaCO 3 taloži. Ova pojava dovodi, na primjer, do činjenice da se kamenac tijekom vremena nakuplja u kotlu.

Aplikacija

Primena metalnog kalcijuma

Metalotermija

Čisti metalni kalcij se široko koristi u metalotermiji za proizvodnju rijetkih metala.

Legiranje legure

Nuklearna fuzija

Izotop 48 Ca je najefikasniji i najčešće korišteni materijal za proizvodnju superteških elemenata i otkrivanje novih elemenata u periodnom sistemu. Na primjer, u slučaju korištenja 48 Ca jona za dobijanje superteških elemenata u akceleratorima, jezgra ovih elemenata se formiraju stotine i hiljade puta efikasnije nego kada se koriste drugi "projektili" (joni).) Koristi se u obliku i za redukciju metala, kao i za proizvodnju cijanamidnog kalcijuma (zagrevanjem kalcijum karbida u azotu na 1200°C, reakcija je egzotermna, odvija se u pećima na cijanamidu).

Kalcijum, kao i njegove legure sa aluminijumom i magnezijumom, koriste se u rezervnim termalnim električnim baterijama kao anoda (na primer, element kalcijum hromata). Kalcijum hromat se koristi kao katoda u ovim baterijama. Posebnost ovakvih baterija je izuzetno dug vijek trajanja (decenijama) u odgovarajućem stanju, sposobnost rada u svim uvjetima (prostor, visoki pritisci), visoka specifična energija po težini i zapremini. Nedostatak u kratkom trajanju. Takve baterije se koriste tamo gdje je potrebno za kratko vrijeme stvoriti kolosalnu električnu snagu (balističke rakete, neke svemirske letjelice itd.).

Osim toga, spojevi kalcija se uvode u sastav lijekova za prevenciju osteoporoze, u vitaminske komplekse za trudnice i starije osobe.

Biološka uloga kalcijuma

Kalcijum je uobičajen makronutrijent u biljkama, životinjama i ljudima. Kod ljudi i drugih kralježnjaka, većina ga se nalazi u skeletu i zubima u obliku fosfata. Skeleti većine grupa beskičmenjaka (spužve, koralni polipi, mekušci, itd.) sastavljeni su od različitih oblika kalcijum karbonata (kreč). Kalcijumovi joni su uključeni u procese zgrušavanja krvi, kao i u obezbeđivanju konstantnog osmotskog pritiska krvi. Kalcijumovi joni služe i kao jedan od univerzalnih sekundarnih medijatora i regulišu niz intracelularnih procesa – kontrakciju mišića, egzocitozu, uključujući lučenje hormona i neurotransmitera itd. Koncentracija kalcijuma u citoplazmi ljudskih ćelija je oko 10-7 mol, u međućelijskim tečnostima oko 10 3 mol.

Trudnice i dojilje - 1500 do 2000 mg.

Jedinjenja kalcijuma- krečnjak, mermer, gips (kao i kreč - proizvod krečnjaka) su se već u antičko doba koristili u građevinarstvu. Sve do kraja 18. veka, hemičari su smatrali da je kreč jednostavno telo. Godine 1789. A. Lavoisier je sugerirao da su vapno, magnezijum, barit, glinica i silicijum kompleksne supstance. Godine 1808. Davy je, podvrgavajući mješavinu vlažnog gašenog vapna sa živinim oksidom elektrolizi sa živinom katodom, pripremio kalcijum amalgam i destilacijom žive iz njega dobio metal nazvan "kalcijum" (od lat. Calh, rod. slučaj calcis - kreč).

Postavljanje elektrona u orbitale.

+ 20Sa ... |3s 3p 3d | 4s

Kalcijum se naziva zemnoalkalijski metal i naziva se S-elementima. Na spoljašnjem elektronskom nivou, kalcijum ima dva elektrona, pa daje jedinjenja: CaO, Ca (OH) 2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 itd. Kalcij spada u tipične metale - ima veliki afinitet prema kisiku, reducira gotovo sve metale iz njihovih oksida, formira prilično jaku bazu Ca (OH) 2.

Kristalne rešetke metala mogu biti različitih tipova, ali kalcijum karakterizira kubična rešetka usmjerena na lice.

Veličina, oblik i međusobni raspored kristala u metalima zrače se metalografskim metodama. Najpotpuniju procjenu strukture metala u ovom pogledu daje mikroskopska analiza njegovog tankog presjeka. Uzorak se izrezuje od metala koji se ispituje i njegova ravnina se brusi, polira i nagriza posebnim rastvorom (etchant). Kao rezultat jetkanja, oslobađa se struktura uzorka, koja se ispituje ili fotografira metalografskim mikroskopom.

Kalcijum je lak metal (d = 1,55), srebrnobeo. Tvrđi je i topi se na višoj temperaturi (851°C) u odnosu na natrijum koji se nalazi pored njega u periodnom sistemu. To je zbog činjenice da postoje dva elektrona za jedan kalcijev ion u metalu. Zbog toga je hemijska veza između jona i elektronskog gasa jača od one natrijuma. U hemijskim reakcijama, valentni elektroni kalcijuma se prenose na atome drugih elemenata. U tom slučaju nastaju dvostruko nabijeni ioni.

Kalcijum je veoma reaktivan prema metalima, posebno kiseoniku. Na zraku oksidira sporije od alkalnih metala, jer je oksidni film na njemu manje propustljiv za kisik. Kada se zagrije, kalcij gori uz oslobađanje ogromne količine topline:

Kalcij reagira s vodom, istiskujući iz nje vodik i formirajući bazu:

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

Zbog svoje visoke kemijske aktivnosti u odnosu na kisik, kalcij nalazi određenu primjenu za proizvodnju rijetkih metala iz njihovih oksida. Metalni oksidi se zagrijavaju zajedno s kalcijevim čipovima; kao rezultat reakcija dobijaju se kalcijum oksid i metal. Na istom svojstvu zasniva se i upotreba kalcijuma i nekih njegovih legura za takozvanu deoksidaciju metala. Kalcijum se dodaje rastopljenom metalu i uklanja tragove rastvorenog kiseonika; nastali kalcijev oksid ispliva na površinu metala. Kalcijum se nalazi u nekim legurama.

Kalcijum se dobija elektrolizom rastaljenog kalcijum hlorida ili aluminotermnom metodom. Kalcijum oksid, ili gašeno vapno, je beli prah, topi se na 2570°C. Dobija se kalcinacijom krečnjaka:

CaCO3 = CaO + CO2 ^

Kalcijum oksid je bazični oksid, pa reaguje sa kiselinama i anhidridima kiselina. Sa vodom daje bazu - kalcijum hidroksid:

CaO + H2O = Ca (OH) 2

Dodavanje vode kalcijevom oksidu, što se naziva gašenje vapna, nastavlja se oslobađanjem velike količine toplote. U tom slučaju dio vode se pretvara u paru. Kalcijum hidroksid, ili gašeno vapno, je bijela supstanca, slabo rastvorljiva u vodi. Vodeni rastvor kalcijum hidroksida naziva se krečna voda. Takav rastvor ima prilično jaka alkalna svojstva, jer kalcijum hidroksid dobro disocira:

Ca (OH) 2 = Ca + 2OH

U poređenju sa hidratima oksida alkalnih metala, kalcijum hidroksid je slabija baza. To se objašnjava činjenicom da je ion kalcija dvostruko nabijen i jače privlači hidroksilne grupe.

Gašeno vapno i njegova otopina, nazvana krečna voda, reagiraju s kiselinama i anhidridima kiselina, uključujući ugljični dioksid. Krečna voda se koristi u laboratorijama za otkrivanje ugljičnog dioksida, jer nastali nerastvorljivi kalcijev karbonat uzrokuje zamućenje vode:

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Međutim, s produženim prijenosom ugljičnog dioksida, rješenje ponovo postaje bistro. To je zbog činjenice da se kalcijev karbonat pretvara u rastvorljivu so - kalcijum bikarbonat:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca (HCO3) 2

U industriji se kalcijum dobija na dva načina:

Zagrevanje briketirane mešavine CaO i Al praha na 1200°C u vakuumu od 0,01 - 0,02 mm. rt. Art .; emitira reakcijom:

6SaO + 2Al = 3CaO Al2O3 + 3Ca

Kalcijumova para se kondenzuje na hladnoj površini.

Cu - Ca legura (65% Ca) se dobija elektrolizom taline CaCl2 i KCl sa tečnom bakar-kalcijum katodom, iz koje se kalcijum oddestiluje na temperaturi od 950 - 1000°C u vakuumu od 0,1 - 0,001 mm Hg.

Takođe je razvijena metoda za proizvodnju kalcijuma termičkom disocijacijom kalcijum karbida CaC2.

Kalcijum je jedan od najzastupljenijih elemenata u prirodi. Sadrži približno 3% (masenih) u zemljinoj kori. Kalcijumove soli prirodno stvaraju velike akumulacije u obliku karbonata (kreda, mermer), sulfata (gips), fosfata (fosforita). Pod djelovanjem vode i ugljičnog dioksida karbonati prelaze u otopinu u obliku ugljikovodika i prenose se podzemnim i riječnim vodama na velike udaljenosti. Pećine se mogu formirati kada se kalcijumove soli isperu. Na novoj lokaciji mogu se formirati naslage kalcijum karbonata zbog isparavanja vode ili povećanja temperature. Na primjer, stalaktiti i stalagmiti nastaju u pećinama.

Rastvorljive soli kalcija i magnezija određuju ukupnu tvrdoću vode. Ako su prisutni u vodi u malim količinama, tada se voda naziva mekom. Sa visokim sadržajem ovih soli (100 - 200 mg. Kalcijumove soli - u 1 litru. U smislu jona), voda se smatra tvrdom. U takvoj vodi sapun se slabo pjeni, jer soli kalcija i magnezija s njim stvaraju nerastvorljiva jedinjenja. U tvrdoj vodi prehrambeni proizvodi se slabo kuhaju, a kada se prokuvaju, stvara kamenac na zidovima parnih kotlova. Kamenac ne provodi dobro toplinu, uzrokuje povećanje potrošnje goriva i ubrzava habanje zidova kotla. Formiranje kamenca je složen proces. Kada se zagrijavaju, kisele soli ugljične kiseline kalcija i magnezija se razlažu i pretvaraju u nerastvorljive karbonate:

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

Rastvorljivost kalcijum sulfata CaSO4 takođe se smanjuje kada se zagreje, pa je uključen u skalu.

Tvrdoća uzrokovana prisustvom kalcijum i magnezijum bikarbonata u vodi naziva se karbonatna ili privremena, jer se eliminiše ključanjem. Pored karbonatne tvrdoće, razlikuje se i nekarbonatna tvrdoća koja zavisi od sadržaja kalcijumovih i magnezijum sulfata i hlorida u vodi. Ove soli se ne uklanjaju ključanjem, pa se nekarbonatna tvrdoća naziva i trajnom tvrdoćom. Karbonatna i nekarbonatna tvrdoća doprinose ukupnoj tvrdoći.

Da bi se potpuno eliminisala tvrdoća, voda se ponekad destiluje. Da bi se uklonila karbonatna tvrdoća, voda se prokuha. Opšta tvrdoća se eliminiše ili dodavanjem hemikalija, ili uz pomoć takozvanih kationskih izmenjivača. Kada se koristi kemijska metoda, rastvorljive soli kalcija i magnezija pretvaraju se u nerastvorljive karbonate, na primjer, dodaje se krečno mlijeko i soda:

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

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

Otklanjanje krutosti pomoću kationskih izmjenjivača je savršeniji proces. Kationiti su složene supstance (prirodna jedinjenja silicijuma i aluminijuma, visokomolekularna organska jedinjenja), čiji se sastav može izraziti formulom Na2R, gde je R kompleksni kiseli ostatak. Kada se voda filtrira kroz sloj kationskog izmjenjivača, Na ioni (kationi) se zamjenjuju za jone Ca i Mg:

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Posljedično, Ca joni iz otopine prelaze u kationski izmjenjivač, a ioni Na prelaze iz kationskog izmjenjivača u otopinu. Da bi se obnovio korišteni kationski izmjenjivač, on se ispere otopinom natrijum hlorida. U ovom slučaju dolazi do obrnutog procesa: Ca ioni u kationskom izmjenjivaču zamjenjuju se Na ionima:

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

Regenerisani kationski izmenjivač se može ponovo koristiti za prečišćavanje vode.

U obliku čistog metala, Ca se koristi kao redukciono sredstvo za U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb i neke metale retkih zemalja i njihove spojeve. Koristi se i za deoksidaciju čelika, bronze i drugih legura, za uklanjanje sumpora iz naftnih derivata, za dehidraciju organskih tekućina, za pročišćavanje argona od dušičnih nečistoća i kao apsorber plina u elektrovakuumskim uređajima. Anti-fikcijski materijali sistema Pb - Na - Ca, kao i legure Pb - Ca, koje se koriste za izradu omotača električnih kablova, imaju široku primjenu u tehnici. Legura Ca - Si - Ca (silikokalcijum) koristi se kao deoksidator i degazator u proizvodnji kvalitetnih čelika.

Kalcijum je jedan od biogenih elemenata neophodnih za normalan tok života. Prisutan je u svim tkivima i tekućinama životinja i biljaka. Samo rijetki organizmi mogu se razviti u okruženju bez Ca. U nekim organizmima sadržaj Ca dostiže 38%: kod ljudi - 1,4 - 2%. Ćelije biljnih i životinjskih organizama zahtijevaju strogo određene omjere Ca, Na i K jona u vanćelijskom mediju. Biljke dobijaju Ca iz tla. Prema svom odnosu prema Ca, biljke se dijele na kalcefile i kalcefobe. Životinje primaju Ca iz hrane i vode. Ca je neophodan za formiranje niza ćelijskih struktura, održavanje normalne propusnosti vanjskih ćelijskih membrana, za oplodnju jajašaca riba i drugih životinja i aktivaciju brojnih enzima. Ca joni prenose ekscitaciju na mišićno vlakno, izazivajući njegovo kontrakciju, povećavaju snagu srčanih kontrakcija, povećavaju fagocitnu funkciju leukocita, aktiviraju sistem zaštitnih proteina krvi i učestvuju u njegovoj koagulaciji. U ćelijama je skoro sav Ca u obliku jedinjenja sa proteinima, nukleinskim kiselinama, fosfolipidima, u kompleksima sa neorganskim fosfatima i organskim kiselinama. U krvnoj plazmi ljudi i viših životinja samo 20-40% Ca može biti povezano s proteinima. Kod životinja sa skeletom, do 97 - 99% ukupnog Ca se koristi kao građevinski materijal: kod beskičmenjaka, uglavnom u obliku CaCO3 (školjke mekušaca, koralja), kod kičmenjaka, u obliku fosfata. Mnogi beskičmenjaci pohranjuju Ca prije linjanja kako bi izgradili novi kostur ili osigurali vitalne funkcije u nepovoljnim uvjetima. Sadržaj Ca u krvi ljudi i viših životinja reguliran je hormonima paratireoidne i štitne žlijezde. U ovim procesima važnu ulogu ima vitamin D. Apsorpcija Ca se dešava u prednjem dijelu tankog crijeva. Apsorpcija Ca se pogoršava sa smanjenjem kiselosti u crijevima i ovisi o odnosu Ca, fosfora i masti u hrani. Optimalni odnos Ca/P u kravljem mleku je oko 1,3 (0,15 u krompiru, 0,13 u pasulju, 0,016 u mesu). Sa viškom P i oksalne kiseline u hrani, apsorpcija Ca se pogoršava. Žučne kiseline ubrzavaju njegovu apsorpciju. Optimalni odnos Ca/masti u ljudskoj hrani je 0,04 - 0,08 g Ca na 1 g. debeo. Oslobađanje Ca se odvija uglavnom kroz crijeva. Sisari gube mnogo Ca u mlijeku tokom laktacije. Uz kršenje metabolizma fosfora i kalcija kod mladih životinja i djece, razvija se rahitis, kod odraslih životinja - promjena u sastavu i strukturi skeleta (osteomalacija).

U medicini preparati Ca otklanjaju poremećaje povezane sa nedostatkom jona Ca u organizmu (kod tetanije, spazmofilije, rahitisa). Preparati Ca smanjuju preosjetljivost na alergene i koriste se u liječenju alergijskih bolesti (serumska bolest, groznica sna, itd.). Preparati Ca smanjuju povećanu vaskularnu permeabilnost i djeluju protuupalno. Koriste se kod hemoragičnog vaskulitisa, radijacijske bolesti, upalnih procesa (pneumonija, pleuritis i dr.) i nekih kožnih oboljenja. Propisuje se kao sredstvo za zaustavljanje krvi, radi poboljšanja aktivnosti srčanog mišića i pojačavanja djelovanja lijekova digitalisa, kao protuotrov kod trovanja magnezijevim solima. Zajedno s drugim lijekovima, preparati Ca se koriste za stimulaciju porođaja. Ca hlorid se daje na usta i intravenozno. Za terapiju tkiva predlaže se ossocalcinol (15% sterilna suspenzija specijalno pripremljenog koštanog praha u ulju breskve).

Preparati Ca uključuju i gips (CaSO4), koji se koristi u hirurgiji gipsanih zavoja, i kredu (CaCO3), koja se daje oralno uz povećanu kiselost želudačnog soka i za pripremu zubnog praha.