Millega kaltsium suhtleb. Kaltsiumi füüsikalised omadused

Perioodilise süsteemi kõigi elementide hulgas võib eristada mitmeid selliseid, ilma milleta ei arene elusorganismides mitte ainult mitmesugused haigused, vaid üldiselt on võimatu normaalselt elada ja kasvada. Üks neist on kaltsium.

Huvitav on see, et kui rääkida sellest metallist kui lihtsast ainest, siis sellest pole inimesele mingit kasu, isegi mitte kahju. Peab aga mainima vaid Ca 2+ ioone ja nende tähtsust iseloomustavad kohe palju punkte.

Kaltsiumi positsioon perioodilises süsteemis

Kaltsiumi, nagu iga teise elemendi, iseloomustus algab selle positsiooni näitamisega perioodilisuse tabelis. Lõppude lõpuks võimaldab see antud aatomi kohta palju õppida:

tuumalaeng;
elektronide ja prootonite arv, neutronid;
oksüdatsiooniaste, kõrgeim ja madalaim;
elektrooniline konfiguratsioon ja muud olulised asjad.

Vaadeldav element asub teise rühma, peamise alarühma neljandas suures perioodis ja selle seerianumber on 20. Samuti näitab keemiline perioodilisustabel kaltsiumi aatommassi - 40,08, mis on olemasoleva keskmine väärtus. antud aatomi isotoobid.

Oksüdatsiooniaste on üks, alati konstantne, võrdne +2-ga. Valem CaO. Elemendi ladinakeelne nimetus on kaltsium, seega Ca aatomi sümbol.

Kaltsiumi kui lihtaine iseloomustus

Tavatingimustes on see element hõbevalge metall. Kaltsiumi kui lihtaine valem on Ca. Tänu oma kõrgele keemilisele aktiivsusele on see võimeline moodustama palju erinevatesse klassidesse kuuluvaid ühendeid.

Tahkes agregatsioonis ei sisaldu see inimkehas, seetõttu on see oluline tööstuslike ja tehniliste vajaduste (peamiselt keemilise sünteesi) jaoks.

See on üks levinumaid metalle maakoores, umbes 1,5%. See kuulub leelismuldmetallide rühma, kuna vees lahustatuna annab leelise, kuid looduses esineb see mitmete mineraalide ja soolade kujul. Merevee koostis sisaldab palju kaltsiumi (400 mg / l).

Kristallrakk

Kaltsiumi omadus on seletatav kristallvõre struktuuriga, mis võib olla kahte tüüpi (kuna on olemas alfa- ja beetavorm):

kuupkujuline näokeskne;
mahuline.

Sideme tüüp molekulis on metalliline, võrekohtades, nagu kõigis metallides, on aatomioonid.

Looduses olemine

Looduses on mitu põhiainet, mis seda elementi sisaldavad.

Merevesi.
Kivid ja mineraalid.
Elusorganismid (kestad ja kestad, luukude ja nii edasi).
Põhjavesi maapõues.

Võib tuvastada järgmist tüüpi kivimid ja mineraalid, mis on looduslikud kaltsiumiallikad.

Dolomiit on kaltsium- ja magneesiumkarbonaadi segu.
Fluoriit on kaltsiumfluoriid.
Kips - CaSO 4 2H 2 O.
Kaltsiit - kriit, lubjakivi, marmor - kaltsiumkarbonaat.
Alabaster – CaSO 4 0,5H 2 O.
Apaatsus.

Kokku eraldatakse umbes 350 erinevat mineraali ja kivimit, mis sisaldavad kaltsiumi.

Omandamise meetodid

Pikka aega ei olnud võimalik metalli vabal kujul isoleerida, kuna selle keemiline aktiivsus on kõrge, looduses seda puhtal kujul ei leia. Seetõttu oli kõnealune element kuni 19. sajandini (1808) veel üks perioodilisustabeli mõistatus.

Inglise keemik Humphrey Davy suutis kaltsiumi metallina sünteesida. Just tema avastas esmakordselt tahkete mineraalide ja soolade sulamite ja elektrivoolu vastasmõju omadused. Praeguseks on kõige asjakohasem viis selle metalli saamiseks selle soolade elektrolüüs, näiteks:

kaltsium- ja kaaliumkloriidide segu;
fluoriidi ja kaltsiumkloriidi segu.

Selle oksiidist on võimalik kaltsiumi eraldada ka metallurgias laialt levinud aluminotermia meetodil.

Füüsikalised omadused

Kaltsiumi füüsikalisi omadusi saab kirjeldada mitmes punktis.

Füüsikaline olek - tavatingimustes tahke.
Sulamistemperatuur - 842 0 С.
Metall on pehme ja seda saab noaga lõigata.
Värvus - hõbevalge, läikiv.
Omab häid juhtivaid ja soojust juhtivaid omadusi.
Pikaajalisel kuumutamisel muutub see vedelaks, seejärel auruks, kaotades oma metallilised omadused. Keemistemperatuur on 1484 0 С.

Kaltsiumi füüsikalistel omadustel on üks eripära. Kui metallile avaldatakse survet, kaotab see mingil ajahetkel oma metallilised omadused ja elektrijuhtimise võime. Mõju edasise suurenemisega aga taastatakse see uuesti ja avaldub ülijuhina, ületades nende näitajate poolest teisi elemente kordades.

Keemilised omadused

Selle metalli aktiivsus on väga kõrge. Seetõttu on kaltsiumil palju koostoimeid. Reaktsioonid kõigi mittemetallidega on tema jaoks tavalised, sest ta on redutseerijana väga tugev.

Normaalsetes tingimustes reageerib see kergesti vastavate kahekomponentsete ühendite moodustumisega: halogeenid, hapnik.
Kuumutamisel: vesinik, lämmastik, süsinik, räni, fosfor, boor, väävel ja teised.
Vabas õhus suhtleb see kohe süsihappegaasi ja hapnikuga, seetõttu kaetakse see halli õiega.
Reageerib ägedalt hapetega, mõnikord põletikuga.

Kaltsiumi huvitavad omadused avalduvad selle kohta soolade koostises. Niisiis, laes ja seintel kasvavad kaunid koopad, see pole muud kui aja jooksul veest, süsihappegaasist ja vesinikkarbonaadist tekkinud põhjavees toimuvate protsesside mõjul.

Arvestades seda, kui aktiivne metall on normaalses olekus, hoitakse seda laborites nagu leeliselisi. Tumedates klaasnõudes, tihedalt suletud kaanega ja petrooleumi või parafiinikihi all.

Kvalitatiivne reaktsioon kaltsiumioonile on leegi värvus kauni, rikkaliku telliskivipunase värvusega. Samuti on võimalik metalli identifitseerida ühendite koostises mõne selle soola (kaltsiumkarbonaat, fluoriid, sulfaat, fosfaat, silikaat, sulfit) lahustumatu sadestamise teel.

Metallist ühendused

Metalliühendite sordid on järgmised:

oksiid;
hüdroksiid;
kaltsiumisoolad (keskmised, happelised, aluselised, topelt-, komplekssed).

Kaltsiumoksiidi, mida tuntakse kui CaO, kasutatakse ehitusmaterjali (lubi) valmistamiseks. Kui kustutate oksiidi veega, saate vastava hüdroksiidi, millel on leelise omadused.

Suure praktilise tähtsusega on erinevad kaltsiumisoolad, mida kasutatakse erinevates majandussektorites. Milliseid sooli on olemas, oleme juba eespool maininud. Toome näiteid nende ühendite tüüpide kohta.

Keskmised soolad - karbonaat CaCO 3, fosfaat Ca 3 (PO 4) 2 ja teised.
Happeline hüdrosulfaat CaHSO 4.
Aluseline - vesinikkarbonaat (CaOH) 3 PO 4.
Kompleks – Cl 2.
Topelt - 5Ca (NO 3) 2 * NH 4 NO 3 * 10H 2 O.

Just selle klassi ühendite kujul on kaltsium bioloogiliste süsteemide jaoks oluline, kuna soolad on keha ioonide allikaks.

Bioloogiline roll

Miks on kaltsium inimorganismile oluline? Põhjuseid on mitu.

Just selle elemendi ioonid on osa rakkudevahelisest ainest ja koevedelikust, osaledes ergastusmehhanismide reguleerimises, hormoonide ja neurotransmitterite tootmises.
Kaltsium koguneb luudesse, hambaemaili koguses umbes 2,5% kogu kehamassist. Seda on üsna palju ja see mängib olulist rolli nende struktuuride tugevdamisel, nende tugevuse ja stabiilsuse säilitamisel. Ilma selleta on organismi kasv võimatu.
Vere hüübimine oleneb ka kõnealustest ioonidest.
See on osa südamelihasest, osaledes selle ergutamises ja kokkutõmbumises.
Osaleb eksotsütoosi ja muude intratsellulaarsete muutuste protsessides.

Kui tarbitud kaltsiumi kogus ei ole piisav, tekivad sellised haigused nagu:

rahhiit;
osteoporoos;
verehaigused.

Täiskasvanu päevane norm on 1000 mg ja üle 9-aastastele lastele 1300 mg. Selle elemendi liigse koguse vältimiseks kehas ei tohiks te määratud annust ületada. Vastasel juhul võib tekkida soolehaigus.

Kõigi teiste elusolendite jaoks on kaltsium võrdselt oluline. Näiteks kuigi paljudel pole luustikku, on välised vahendid nende tugevdamiseks samuti selle metalli moodustised. Nende hulgas:

karbid;
rannakarbid ja austrid;
käsnad;
korallide polüübid.

Kõik need on seljas või moodustavad põhimõtteliselt eluprotsessis omamoodi välise skeleti, mis kaitseb neid välismõjude ja kiskjate eest. Selle põhikomponent on kaltsiumisoolad.

Selgroogsed, nagu ka inimesed, vajavad kõnealuseid ioone normaalseks kasvuks ja arenguks ning saavad neid toiduga.

Kehas puuduva elemendi normi täiendamiseks on palju võimalusi. Kõige parem on muidugi looduslikud meetodid - soovitud aatomit sisaldavad tooted. Kui see aga mingil põhjusel on ebapiisav või võimatu, on vastuvõetav ka ravitee.

Seega on kaltsiumi sisaldavate toitude loetelu umbes selline:

piima- ja hapupiimatooted;
kala;
rohelised;
teraviljad (tatar, riis, täistera küpsetised);
mõned tsitrusviljad (apelsinid, mandariinid);
kaunviljad;
kõik pähklid (eriti mandlid ja kreeka pähklid).

Kui olete mõne toote suhtes allergiline või te ei saa neid muul põhjusel kasutada, siis kaltsiumi sisaldavad preparaadid aitavad kehas vajaliku elemendi taset taastada.

Kõik need on selle metalli soolad, millel on omadus organismis kergesti omastada, kiiresti verre ja soolestikku imenduda. Nende hulgas on kõige populaarsemad ja kasutatavamad järgmised.

Kaltsiumkloriid – süstelahus või suukaudne manustamine täiskasvanutele ja lastele. See erineb soola kontsentratsiooni poolest koostises, seda kasutatakse "kuumade süstide jaoks", kuna see põhjustab süstimisel just sellise tunde. Lihtsamaks allaneelamiseks on puuviljamahlaga vorme.
Saadaval tablettidena (0,25 või 0,5 g) ja lahustena intravenoosseks süstimiseks. Sageli sisaldab see erinevaid puuviljalisandeid tablettide kujul.
Kaltsiumlaktaat – saadaval 0,5 g tablettidena.

Avaleht / Loengud 1 kursus / Üldine ja orgaaniline keemia / Küsimus 23. Kaltsium / 2. Füüsikalised ja keemilised omadused

Füüsikalised omadused. Kaltsium on hõbevalge tempermalm, mis sulab 850 kraadi juures. C ja keeb 1482 kraadi juures. C. See on palju kõvem kui leelismetallid.

Keemilised omadused. Kaltsium on aktiivne metall. Seega suhtleb see normaalsetes tingimustes kergesti õhuhapniku ja halogeenidega:

2 Ca + O2 = 2 CaO (kaltsiumoksiid);

Ca + Br2 = CaBr2 (kaltsiumbromiid).

Kaltsium reageerib kuumutamisel vesiniku, lämmastiku, väävli, fosfori, süsiniku ja muude mittemetallidega:

Ca + H2 = CaH2 (kaltsiumhüdriid);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (kaltsiumnitriid);

Ca + S = CaS (kaltsiumsulfiid);

3 Ca + 2 P = Ca3P2 (kaltsiumfosfiid);

Ca + 2 C = CaC2 (kaltsiumkarbiid).

Kaltsium interakteerub aeglaselt külma veega ja väga jõuliselt kuuma veega:

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

Kaltsium võib eemaldada hapnikku või halogeene vähemaktiivsete metallide oksiididest ja halogeniididest, st tal on redutseerivad omadused:

5 Ca + Nb2O5 = CaO + 2 Nb;

1. Looduses viibimine
3. Vastuvõtmine
4. Taotlus

www.medkurs.ru

Kaltsium | kataloog Pesticides.ru

Paljude inimeste jaoks piirab kaltsiumi teadmisi vaid asjaolu, et see element on vajalik tervete luude ja hammaste jaoks. Kus see veel sisaldub, milleks seda vaja on ja kui vajalik on, igaühel pole ettekujutust. Sellest hoolimata leidub kaltsiumi paljudes tuttavates, nii looduslikes kui ka tehislikes ühendites. Kriit ja lubi, koopastalaktiidid ja stalagmiidid, iidsed fossiilid ja tsement, kips ja alabaster, piimatooted ja osteoporoosivastased ravimid – kõike seda ja palju muud iseloomustab kõrge kaltsiumisisaldus.

Selle elemendi hankis esmakordselt G. Davy 1808. aastal ja alguses ei kasutatud seda kuigi aktiivselt. Sellegipoolest on see metall praegu toodangu poolest maailmas suuruselt viies ja nõudlus selle järele kasvab aasta-aastalt. Kaltsiumi peamine kasutusala on ehitusmaterjalide ja segude tootmine. Siiski on vaja ehitada mitte ainult maju, vaid ka elavaid rakke. Kaltsium on inimorganismis luustiku osa, teeb võimalikuks lihaste kokkutõmbed, tagab vere hüübimise, reguleerib mitmete seedeensüümide tegevust ja täidab muid, küllaltki arvukaid funktsioone. See pole vähem oluline ka teistele elusobjektidele: loomadele, taimedele, seentele ja isegi bakteritele. Samas on kaltsiumivajadus küllaltki suur, mistõttu on võimalik seda seostada makrotoitainete arvuga.

Kaltsium (kaltsium), Ca on Mendelejevi perioodilise süsteemi II rühma peamise alarühma keemiline element. Aatomarv on 20. Aatommass on 40,08.

Kaltsium on leelismuldmetall. Vabas olekus, tempermalmist, üsna kõva, valge. Tiheduse poolest kuulub see kergmetallide hulka.

Tihedus - 1,54 g / cm3,
Sulamistemperatuur - +842 ° C,
Keemistemperatuur on +1495 °C.

Kaltsiumil on selgelt väljendunud metallilised omadused. Kõikides ühendites on oksüdatsiooniaste +2.

Õhus on see kaetud oksiidikihiga, kuumutamisel põleb punaka ereda leegiga. See reageerib aeglaselt külma veega ja tõrjub kiiresti kuumast veest välja vesiniku ja moodustab hüdroksiidi. Vesinikuga suhtlemisel moodustuvad hüdriidid. Toatemperatuuril reageerib see lämmastikuga, moodustades nitriide. Samuti ühendab see kergesti halogeenide ja väävliga, vähendab kuumutamisel metallioksiide.

Kaltsium on üks enim leiduvaid elemente looduses. Maakoores on selle sisaldus 3% massist. See esineb kriidi, lubjakivi, marmori (kaltsiumkarbonaadi CaCO3 looduslik sort) ladestuste kujul. Seal leidub ohtralt kipsi (CaSO4 x 2h3O), fosforiidi (Ca3 (PO4) 2 ja erinevate kaltsiumi sisaldavate silikaatide ladestusi).

Vesi

... Looduslikus vees leidub peaaegu alati kaltsiumisoolasid. Neist ainult kips lahustub selles vähesel määral. Süsinikdioksiidi sisaldusega vees lahustub kaltsiumkarbonaat vesinikkarbonaadi Ca (HCO3) 2 kujul.

Kare vesi

... Looduslikku vett, milles on palju kaltsiumi- või magneesiumisooli, nimetatakse karedaks veeks.

Pehme vesi

... Nende soolade vähese sisalduse või puudumise korral nimetatakse vett pehmeks.

Muld

... Reeglina on pinnas kaltsiumiga piisavalt varustatud. Ja kuna kaltsiumi sisaldub suuremas massis taimede vegetatiivses osas, on selle eemaldamine koos saagiga ebaoluline.

Kaltsiumi kadu mullast toimub selle sademetega leostumise tagajärjel. See protsess sõltub muldade granulomeetrilisest koostisest, sademete hulgast, taimeliikidest, lubi- ja mineraalväetiste vormidest ning annustest. Olenevalt nendest teguritest on kaltsiumikaod põllukihist mitukümmend kuni 200–400 kg/ha ja rohkemgi.

Kaltsiumisisaldus erinevat tüüpi muldades

Podsoolsed mullad sisaldavad 0,73% (mulla kuivainest) kaltsiumi.

Hall mets - 0,90% kaltsiumi.

Tšernozemid - 1,44% kaltsiumi.

Seroseem - 6,04% kaltsiumi.

Taimes on kaltsium fosfaatide, sulfaatide, karbonaatide, pektiin- ja oksaalhapete soolade kujul. Peaaegu kuni 65% taimede kaltsiumist saab eemaldada veega. Ülejäänud on töötlemine nõrga äädik- ja vesinikkloriidhappega. Suurem osa kaltsiumist leidub vananevates rakkudes.

Kaltsiumipuuduse sümptomid vastavalt:
Kultuur	Puuduse sümptomid
Üldised sümptomid	Apikaalse neeru valgendamine; Noorte lehtede valgendamine; Lehtede tipud on alla painutatud; Lehtede servad kõverduvad ülespoole;
Kartul	Ülemised lehed õitsevad halvasti; Varre kasvupunkt sureb ära; Lehtede äärtes on hele triip, hiljem tumeneb; Lehtede servad on üles keerdunud;
Valge kapsas ja lillkapsas	Noorte taimede lehtedel klorootiline täpp (marmor) või valged triibud mööda servi; Vanadel taimedel kõverduvad lehed ja tekivad põletushaavad; Kasvupunkt sureb välja
	Lehtede otsasagarad surevad ära Lilled langevad; Viljadele tekib apikaalses osas tume laik, mis suureneb vilja kasvades (tomati apikaalne mädanik)
	Apikaalsed pungad surevad ära; Noorte lehtede servad on üles keeratud, välimus on räbaldunud, seejärel surevad ära; Võrsete ülemised osad surevad ära; juurte otste kahjustus; Vilja viljalihas - pruunid laigud (kibedad täpid); Puuvilja maitse halveneb; Puuviljade turustatavus väheneb

Kaltsiumi funktsioonid

Selle elemendi mõju taimedele on mitmetahuline ja reeglina positiivne. Kaltsium:

Tugevdab ainevahetust;
Mängib olulist rolli süsivesikute liikumisel;
Mõjutab lämmastikku sisaldavate ainete metamorfoosi;
Kiirendab seemnete säilitusvalkude tarbimist idanemise ajal;
Mängib rolli fotosünteesi protsessis;
teiste katioonide tugev antagonist, takistab nende liigset sisenemist taimekudedesse;
Mõjutab protoplasma füüsikalis-keemilisi omadusi (viskoossus, läbilaskvus jne) ja seega ka biokeemiliste protsesside normaalset kulgu taimes;
Kaltsiumiühendid koos pektiinainetega liimivad üksikute rakkude seinad kokku;
Mõjutab ensüümide aktiivsust.

Tuleb märkida, et kaltsiumiühendite (lubi) mõju ensüümide aktiivsusele ei väljendu mitte ainult otseses toimes, vaid ka tänu mulla füüsikalis-keemiliste omaduste ja selle toitumisrežiimi paranemisele. Lisaks mõjutab mulla lupjamine oluliselt vitamiinide biosünteesi protsesse.

Kaltsiumi puudus (puudus) taimedes

Kaltsiumipuudus mõjutab eelkõige juurestiku arengut. Juurekarvade teke juurtel peatub. Juure välimised rakud hävivad.

See sümptom avaldub nii kaltsiumi puudumise kui ka toitainelahuse tasakaalu rikkumisega, st monovalentse naatriumi, kaaliumi ja vesiniku katioonide ülekaaluga selles.

Lisaks suurendab nitraatlämmastiku olemasolu mullalahuses kaltsiumi imendumist taimekudedesse ja ammoniaak vähendab seda.

Kaltsiuminälgimise märke on oodata siis, kui kaltsiumisisaldus on alla 20% mulla katioonivahetusvõimest.

Sümptomid Visuaalselt tuvastatakse kaltsiumipuudus järgmiste tunnustega:

Taimede juurtes täheldatakse kahjustatud pruuni värvi näpunäiteid;
Kasvupunkt on deformeerunud ja sureb välja;
Lilled, munasarjad ja pungad kukuvad maha;
Puuvilju kahjustab nekroos;
Märgitakse lehtede klorootsust;
Apikaalne pung sureb ära ja varre kasv peatub.

Kapsas, lutsern ja ristik on kaltsiumi suhtes väga tundlikud. Selgus, et samu taimi iseloomustab ka suurenenud tundlikkus mulla happesuse suhtes.

Mineraalkaltsiumimürgitus põhjustab interveinaalset kloroosi koos valkjate nekrootiliste laikudega. Need võivad olla värvilised või veega täidetud kontsentriliste rõngastega. Mõned taimed reageerivad liigsele kaltsiumile, kasvatades leherosette, suretades võrseid ja kukutades lehti. Sümptomid on välimuselt sarnased raua ja magneesiumi puudumisega.

Kaltsiumivarude allikaks pinnases on lubiväetised. Need on jagatud kolme rühma:

Kõvad lubjakivid;
Pehmed lubjarikkad kivimid;
Suure lubjasisaldusega tööstusjäätmed.

CaO ja MgO sisalduse järgi jaotatakse kõvad lubjakivimid:

lubjakivid (55–56% CaO ja kuni 0,9% MgO);
dolomiidistunud lubjakivid (42–55% CaO ja kuni 9% MgO);
dolomiidid (32–30% CaO ja 18–20% MgO).

Lubjakivi

- põhilised lubiväetised. Sisaldab CaCO3 osas 75-100% Ca ja Mg oksiide.

Dolomitiseeritud lubjakivi

... Sisaldab 79-100% toimeainet (ae) CaCO3 osas. Soovitatav külvikorras kartulite, kaunviljade, lina, juurviljadega, samuti tugevalt podsoliseeritud muldadel.

Marl

... Sisaldab kuni 25-15% CaCO3 ja lisandeid savi kujul koos liivaga kuni 20-40%. Toimib aeglaselt. Soovitatav kasutada kergetel muldadel.

kriit

... Sisaldab 90-100% CaCO3. Tegevus on kiirem kui lubjakivi. See on peeneks jahvatatud kujul väärtuslik lubiväetis.

Põletatud lubi

(CaO). CaCO3 sisaldus on üle 70%. Seda iseloomustatakse kui tugevat ja kiiretoimelist lupjamismaterjali.

Kustutatud lubi

(Ca(OH)2). CaCO3 sisaldus - 35% ja rohkem. See on ka tugev ja kiire toimega lubiväetis.

Dolomiidijahu

... CaCO3 ja MgCO3 sisaldus on umbes 100%. Tegevus on aeglasem kui lubjarikastel tuffidel. Tavaliselt kasutatakse seal, kus on vaja magneesiumi.

Lubjarikkad tuffid

... CaCO3 sisaldus - 15–96%, lisandid - kuni 25% savi ja liiv, 0,1% P2O5. Tegevus on kiirem kui lubjakivi.

Defektne mustus (defekt)

... Koosneb CaCO3-st ja Ca(OH)2-st. CaO lubjasisaldus on kuni 40%. Esineb ka lämmastikku - 0,5% ja P2O5 - 1–2%. See on peedisuhkrutehaste raiskamine. Seda soovitatakse kasutada mitte ainult muldade happesuse alandamiseks, vaid ka tšernozemmuldadel kasvavate peedi piirkondades.

Tsüklonite põlevkivituhk

... Kuiv tolmune materjal. Toimeaine sisaldus on 60–70%. Viitab tööstusjäätmetele.

Ahjude ja tsemenditehaste tolm

... CaCO3 sisaldus peab ületama 60%. Praktikas kasutatakse seda tsemenditehaste vahetus läheduses asuvates farmides.

Metallurgia räbu

... Neid kasutatakse Uuralite ja Siberi piirkondades. Mittehügroskoopne, kergesti pihustatav. Need peavad sisaldama vähemalt 80% CaCO3, nende niiskusesisaldus ei tohi ületada 2%. Oluline on granulomeetriline koostis: 70% - alla 0,25 mm, 90% - alla 0,5 mm.

Orgaanilised väetised. Ca sisaldus CaCO3-s on 0,32–0,40%.

Fosfaatkivim. Kaltsiumisisaldus on CaCO3 osas 22%.

Lubiväetisi kasutatakse mitte ainult mulla ja taimede kaltsiumiga varustamiseks. Nende kasutamise põhieesmärk on mulla lupjamine. See on keemilise taastamise meetod. Selle eesmärk on neutraliseerida mulla liigset happesust, parandada selle agrofüüsikalisi, agrokeemilisi ja bioloogilisi omadusi, varustada taimi magneesiumi ja kaltsiumiga, mobiliseerida ja immobiliseerida makro- ja mikroelemente, luua kultuurtaimede eluks optimaalsed vee-füüsikalised, füüsikalised, õhutingimused.

Muldade lupjamise efektiivsus

Samaaegselt taimede kaltsiumivajaduse rahuldamisega mineraalse toitumise elemendi järele toob lupjamine kaasa mitmeid positiivseid muutusi muldades.

Lupjamise mõju mõnede muldade omadustele

Kaltsium aitab kaasa mullakolloidide koagulatsioonile ja nende leostumise vältimisele. See hõlbustab pinnase töötlemist ja parandab õhutust.

Lupjamise tulemusena:

liivased huumusmullad suurendavad nende veeimavusvõimet;
rasketel savimuldadel tekivad mullaagregaadid ja tükid, mis parandavad vee läbilaskvust.

Eelkõige neutraliseeritakse orgaanilised happed ja H-ioonid tõrjutakse neelavast kompleksist välja. See toob kaasa vahetuse kaotamise ja mulla hüdrolüütilise happesuse vähenemise. Samal ajal täheldatakse mulda absorbeeriva kompleksi katioonse koostise paranemist, mis tuleneb vesiniku ja alumiiniumiioonide asendamisest kaltsiumi- ja magneesiumioonidega. See suurendab mulla küllastumist alustega ja suurendab imamisvõimet.

Lupjamise mõju taimede lämmastikuga varustamisele

Pärast lupjamist võivad mulla ja selle struktuuri positiivsed agrokeemilised omadused püsida mitu aastat. See aitab kaasa soodsate tingimuste loomisele kasulike mikrobioloogiliste protsesside tõhustamiseks toitainete mobiliseerimiseks. Suureneb mullas vabalt elutsevate ammonifikaatorite, nitrifikaatorite, lämmastikku siduvate bakterite aktiivsus.

Lupjamine soodustab mügarbakterite suurenenud paljunemist ja peremeestaime lämmastikuga varustamist. Leiti, et happelistel muldadel kaotavad bakteriväetised oma efektiivsuse.

Lupjamise mõju taimede varustamisele tuhaelementidega

Lupjamine aitab kaasa taime varustamisele tuhaelementidega, kuna suureneb bakterite aktiivsus, mis lagundavad mulla orgaanilisi fosforiühendeid ning aitavad kaasa raud- ja alumiiniumfosfaatide üleminekule taimedele kättesaadavateks fosforhappe kaltsiumisooladeks. Happeliste muldade lupjamine soodustab mikrobioloogilisi ja biokeemilisi protsesse, mis omakorda suurendab nitraatide, aga ka fosfori ja kaaliumi omastatavate vormide hulka.

Lupjamise mõju makro- ja mikroelementide kujule ja saadavusele

Lupjamisel suureneb kaltsiumi, dolomiidijahu kasutamisel magneesiumi hulk. Samal ajal muutuvad mangaani ja alumiiniumi toksilised vormid lahustumatuks ja muutuvad sadestunud vormiks. Elementide, nagu raud, vask, tsink, mangaan, kättesaadavus väheneb. Lämmastik, väävel, kaalium, kaltsium, magneesium, fosfor ja molübdeen on muutumas hõlpsamini kättesaadavaks.

Lupjamise mõju füsioloogiliselt happeliste väetiste mõjule

Lupjamine suurendab füsioloogiliselt happeliste mineraalväetiste, eriti ammoniaak- ja kaaliumväetiste efektiivsust.

Füsioloogiliselt happeliste väetiste positiivne mõju kaob ilma lubja lisamiseta ja aja jooksul võib see muutuda negatiivseks. Nii et väetatud põllulappidel on saak isegi väiksem kui väetamata. Lupjamise kombineerimine väetiste kasutamisega suurendab nende efektiivsust 25-50%.

Lupjamise käigus aktiveeruvad mullas ensümaatilised protsessid, mille järgi otsustatakse kaudselt selle viljakuse üle.

Koostanud: P.I. Grigorovskaja

Lehekülg sisestatud: 12/05/13 00:40

Viimati värskendatud: 22.05.14 16:25

Kirjanduslikud allikad:

Glinka N.L. Üldine keemia. Õpik ülikoolidele. Kirjastus: L: Keemia, 1985, lk 731

Mineev V.G. Agrokeemia: õpik - 2. trükk, parandatud ja täiendatud - Moskva: Moskva Riikliku Ülikooli kirjastus, kirjastus KolosS, 2004.– 720 lk, lk. haige .: haige. - (Klassikaline ülikooliõpik).

Petrov B.A., Seliverstov N.F. Taimede mineraalne toitumine. Teatmik õpilastele ja aednikele. Jekaterinburg, 1998.79 lk.

Entsüklopeedia lastele. Köide 17. Keemia. / Peatükk. toim. V.A. Volodin. - M .: Avanta +, 2000 .-- 640 lk, Ill.

Yagodin B.A., Žukov Yu.P., Kobzarenko V.I. Agrokeemia / Toimetanud B.A. Yagodina.– M .: Kolos, 2002.– 584 lk .: muda (Õpikud ja õppevahendid kõrgkoolide üliõpilastele).

Pildid (ümbertöödeldud):

20 Ca Kaltsium, litsentseeritud CC BY

Kaltsiumipuudus nisus, CIMMYT, litsentseeritud CC BY-NC-SA poolt

www.pesticidy.ru

Kaltsium ja selle roll inimkonnale – keemia

Kaltsium ja selle roll inimkonnale

Sissejuhatus

Looduses olemine

Vastuvõtmine

Füüsikalised omadused

Keemilised omadused

Kaltsiumiühendite kasutamine

Bioloogiline roll

Järeldus

Bibliograafia

Sissejuhatus

Kaltsium on teise rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljanda perioodi peamise alarühma element, mille aatomnumber on 20. Seda tähistatakse sümboliga Ca (ladina keeles Calcium). Lihtaine kaltsium (CAS number: 7440-70-2) on pehme, reaktsioonivõimeline hõbevalge värvusega leelismuldmetall.

Vaatamata elemendi nr 20 üldlevinud esinemisele, ei näinud isegi keemikud kõik elementaarset kaltsiumi. Kuid see metall on nii väliselt kui ka käitumiselt täiesti erinev leelismetallidest, millega suhtlemine on täis tulekahjude ja põletuste ohtu. Seda saab ohutult hoida õhu käes, see ei ole veest süttiv. Elementaarse kaltsiumi mehaanilised omadused ei muuda teda metallide perekonnas "mustaks lambaks": kaltsium ületab paljusid neist tugevuse ja kõvaduse poolest; seda saab treipingil treida, traadiks tõmmata, sepistada, pressida.

Ja veel, elementaarset kaltsiumi ei kasutata peaaegu kunagi struktuurimaterjalina. Ta on selleks liiga aktiivne. Kaltsium reageerib kergesti hapniku, väävli, halogeenidega. Isegi lämmastiku ja vesinikuga reageerib see teatud tingimustel. Süsinikoksiidide keskkond, mis on enamiku metallide jaoks inertne, on kaltsiumi suhtes agressiivne. See põleb CO ja CO2 atmosfääris.

Nime ajalugu ja päritolu

Kaltsiumiühendeid - lubjakivi, marmor, kips (nagu ka lubi - lubjakivi röstimise saadus) on ehitustööstuses kasutatud juba mitu aastatuhandet. Kuni 18. sajandi lõpuni pidasid keemikud lubja lihtsaks kehaks. 1789. aastal väitis A. Lavoisier, et lubi, magneesiumoksiid, bariit, alumiiniumoksiid ja ränidioksiid on keerulised ained.

Looduses olemine

Kõrge keemilise aktiivsuse tõttu vaba kaltsiumi looduses ei leidu.

Kaltsium moodustab 3,38% maakoore massist (hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel 5. kohal).

Isotoobid. Kaltsium esineb looduslikult kuue isotoobi seguna: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca ja 48Ca, millest kõige levinum - 40Ca - on 96,97%.

Kaltsiumi kuuest looduslikust isotoobist viis on stabiilsed. Kuues isotoop 48Ca, kuuest raskeim ja väga haruldane (selle isotoopide arvukus on vaid 0,187%), avastati hiljuti, et see läbib kahekordse beetalagunemise poolväärtusajaga 5,3 × 1019 aastat.

Kivimites ja mineraalides. Suurem osa kaltsiumist sisaldub mitmesuguste kivimite (graniidid, gneissid jne) silikaatides ja alumosilikaatides, eriti päevakivis - anortiit Ca.

Settekivimite kujul esindavad kaltsiumiühendid kriit ja lubjakivi, mis koosnevad peamiselt mineraalsest kaltsiidist (CaCO3). Kaltsiidi kristalset vormi – marmorit – kohtab looduses palju vähem.

Üsna laialt on levinud kaltsiummineraalid nagu kaltsiit CaCO3, anhüdriit CaSO4, alabaster CaSO4 0,5h3O ja kips CaSO4 2h3O, fluoriit CaF2, apatiit Ca5 (PO4) 3 (F, Cl, OH), dolomiit MgCO3 CaCO3. Kaltsiumi- ja magneesiumisoolade olemasolu looduslikus vees määrab selle kareduse.

Maakoores jõuliselt rändav ja erinevatesse geokeemilistesse süsteemidesse akumuleeruv kaltsium moodustab 385 mineraali (mineraalide arvult neljas).

Ränne maapõues. Kaltsiumi loomulikus migratsioonis mängib olulist rolli "karbonaadi tasakaal", mis on seotud kaltsiumkarbonaadi ja vee ja süsinikdioksiidi interaktsiooni pöörduva reaktsiooniga lahustuva vesinikkarbonaadi moodustumisega:

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

(tasakaal nihkub sõltuvalt süsihappegaasi kontsentratsioonist vasakule või paremale).

Biogeenne ränne. Biosfääris leidub kaltsiumiühendeid peaaegu kõigis loomade ja taimede kudedes (vt ka allpool). Märkimisväärne kogus kaltsiumi leidub elusorganismides. Niisiis, hüdroksüapatiit Ca5 (PO4) 3OH või muus tähistuses 3Ca3 (PO4) 2 · Ca (OH) 2 - selgroogsete, sealhulgas inimeste luukoe alus; paljude selgrootute kestad ja kestad, munakoored jne koosnevad kaltsiumkarbonaadist CaCO3.Inimeste ja loomade eluskudedes 1,4-2% Ca (massiosa järgi); 70 kg kaaluvas inimkehas on kaltsiumisisaldus umbes 1,7 kg (peamiselt luukoe rakkudevahelise aine koostises).

Vastuvõtmine

Vaba metalliline kaltsium saadakse CaCl2-st (75-80%) ja KCl-st või CaCl2-st ja CaF2-st koosneva sulandi elektrolüüsil, samuti CaO aluminotermilisel redutseerimisel 1170-1200 °C juures:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Füüsikalised omadused

Kaltsiummetall esineb kahe allotroopse modifikatsioonina. Kuni 443 ° C on β-Ca kuupkujulise näokeskse võrega (parameeter a = 0,558 nm) stabiilne, samas kui α-Ca kuupkujulise kehakeskse võrega α-Fe tüüpi (parameeter a = 0,448 nm) on stabiilsem. Ülemineku standardentalpia?H0? >? on 0,93 kJ / mol.

Keemilised omadused

Kaltsium on tüüpiline leelismuldmetall. Kaltsiumi reaktsioonivõime on kõrge, kuid madalam kui kõigil teistel leelismuldmetallidel. See interakteerub kergesti hapniku, süsinikdioksiidi ja õhuniiskusega, mistõttu metallilise kaltsiumi pind on tavaliselt tuhmhall, mistõttu laboris säilitatakse kaltsiumi, nagu ka teisi leelismuldmetalle, tihedalt suletud purgis. petrooleumi või vedela parafiini kiht.

Standardpotentsiaalide reas asub kaltsium vesinikust vasakul. Ca2 + / Ca0 paari standardne elektroodipotentsiaal on 2,84 V, nii et kaltsium reageerib aktiivselt veega, kuid ilma süttimiseta:

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

Kaltsium reageerib normaalsetes tingimustes aktiivsete mittemetallidega (hapnik, kloor, broom):

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

Õhus või hapnikus kuumutamisel kaltsium süttib. Kaltsium interakteerub kuumutamisel vähemaktiivsete mittemetallidega (vesinik, boor, süsinik, räni, lämmastik, fosfor ja teised), näiteks:

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

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

3Ca + 2P = Ca3P2 (

kaltsiumfosfiid), on tuntud ka kaltsiumfosfiidid kompositsioonidest CaP ja CaP5;

2Ca + Si = Ca2Si

(kaltsiumsilitsiid), on tuntud ka kaltsiumsilitsiidid koostistega CaSi, Ca3Si4 ja CaSi2.

Ülaltoodud reaktsioonide käiguga kaasneb reeglina suure hulga soojuse eraldumine (st need reaktsioonid on eksotermilised). Kõigis mittemetallidega ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2. Enamik kaltsiumiühendeid mittemetallidega laguneb vee toimel kergesti, näiteks:

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

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

Ca2+ ioon on värvitu. Kui leeki sisestatakse lahustuvad kaltsiumisoolad, muutub leek telliskivipunaseks.

Kaltsiumisoolad nagu kloriid CaCl2, bromiid CaBr2, jodiid CaI2 ja nitraat Ca (NO3) 2 lahustuvad vees hästi. Fluoriid CaF2, karbonaat CaCO3, sulfaat CaSO4, ortofosfaat Ca3 (PO4) 2, oksalaat CaC2O4 ja mõned teised on vees lahustumatud.

Suur tähtsus on asjaolul, et erinevalt kaltsiumkarbonaadist CaCO3 on happeline kaltsiumkarbonaat (vesinikkarbonaat) Ca (HCO3) 2 vees lahustuv. Looduses viib see järgmiste protsessideni. Kui külm vihm või süsinikdioksiidiga küllastunud jõevesi tungib maa alla ja langeb lubjakividele, täheldatakse nende lahustumist:

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

Samades kohtades, kus kaltsiumvesinikkarbonaadiga küllastunud vesi väljub maapinnale ja päikesekiirte toimel soojendatakse, toimub vastupidine reaktsioon:

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

Nii kanduvad looduses üle suured ainete massid. Selle tulemusena võivad maa alla tekkida tohutud tühimikud ning koobastesse tekivad kaunid kivist "jääpurikad" – stalaktiidid ja stalagmiidid.

Vees lahustunud kaltsiumvesinikkarbonaadi olemasolu määrab suuresti vee ajutise kareduse. Seda nimetatakse ajutiseks, kuna vee keetmisel vesinikkarbonaat laguneb ja CaCO3 sadestub. See nähtus viib näiteks selleni, et aja jooksul koguneb veekeetjasse katlakivi.

Metallilise kaltsiumi kasutamine

Metallist kaltsiumi kasutatakse peamiselt redutseeriva ainena metallide, eriti nikli, vase ja roostevaba terase tootmisel. Kaltsiumi ja selle hüdriidi kasutatakse ka raskesti redutseeritavate metallide, nagu kroom, toorium ja uraan, saamiseks. Kaltsiumi pliisulameid kasutatakse patareides ja laagrisulamites. Kaltsiumigraanuleid kasutatakse ka õhujälgede eemaldamiseks vaakumseadmetest.

Metallotermia

Puhast metallilist kaltsiumi kasutatakse metallotermias laialdaselt haruldaste metallide tootmiseks.

Sulami legeerimine

Puhast kaltsiumi kasutatakse plii legeerimiseks, mida kasutatakse akuplaatide, hooldusvabade madala isetühjenemisega plii-happeakude starteride valmistamisel. Samuti kasutatakse metallilist kaltsiumi kvaliteetse kaltsiumi babbitts BKA tootmiseks.

Tuumasünteesi

48Ca isotoop on kõige tõhusam ja sagedamini kasutatav materjal üliraskete elementide tootmiseks ja uute elementide avastamiseks perioodilisustabelis. Näiteks 48Ca ioonide kasutamisel üliraskete elementide saamiseks kiirendites moodustuvad nende elementide tuumad sadu ja tuhandeid kordi tõhusamalt kui teisi "mürske" (ioone) kasutades.

Kaltsiumiühendite kasutamine

Kaltsiumhüdriid. Kaltsiumi kuumutamisel vesiniku atmosfääris saadakse Cah3 (kaltsiumhüdriid), mida kasutatakse metallurgias (metallotermias) ja vesiniku tootmisel põllul.

Optilised ja lasermaterjalid Kaltsiumfluoriidi (fluoriiti) kasutatakse monokristallide kujul optikas (astronoomilised objektiivid, läätsed, prismad) ja lasermaterjalina. Kaltsiumvolfraati (scheeliiti) monokristallide kujul kasutatakse lasertehnoloogias ja ka stsintillaatorina.

Kaltsiumkarbiid. Kaltsiumkarbiidi CaC2 kasutatakse laialdaselt atsetüleeni tootmiseks ja metallide redutseerimiseks, samuti kaltsiumtsüanamiidi tootmiseks (kaltsiumkarbiidi kuumutamisel lämmastikus temperatuuril 1200 ° C, reaktsioon kulgeb eksotermiliselt, viiakse läbi tsüaanamiidahjudes) .

Keemilised jõuallikad. Kaltsiumi, aga ka selle sulameid alumiiniumi ja magneesiumiga kasutatakse termoelektrilistes varuakudes anoodina (näiteks kaltsiumkromaatelement). Nendes patareides kasutatakse katoodina kaltsiumkromaati. Selliste akude eripäraks on ülipikk säilivusaeg (aastakümneid) sobivas seisukorras, võime töötada mis tahes tingimustes (ruum, kõrged rõhud), suur erienergia kaalu ja mahu järgi. Puuduseks lühikese kestusega. Selliseid patareisid kasutatakse seal, kus on vaja lühikeseks ajaks luua kolossaalset elektrienergiat (balistilised raketid, mõned kosmoselaevad jne).

Tulekindlad materjalid. Kaltsiumoksiidi nii vabal kujul kui ka keraamiliste segude osana kasutatakse tulekindlate materjalide tootmisel.

Ravimid. Kaltsiumiühendeid kasutatakse laialdaselt antihistamiinikumidena.

Kaltsiumkloriid

Kaltsiumglükonaat

Kaltsiumglütserofosfaat

Lisaks lisatakse kaltsiumiühendid osteoporoosi ennetamiseks mõeldud preparaatide koostisesse, rasedatele ja eakatele mõeldud vitamiinikompleksidesse.

Bioloogiline roll

Kaltsium on taimede, loomade ja inimeste tavaline makrotoitaine. Inimestel ja teistel selgroogsetel on suurem osa sellest fosfaatide kujul skeletis ja hammastes. Enamiku selgrootute rühmade (käsnad, korallipolüübid, molluskid jne) luustikud koosnevad kaltsiumkarbonaadi (lubi) erinevatest vormidest. Kaltsiumiioonid osalevad vere hüübimisprotsessides, samuti vere pideva osmootse rõhu tagamises. Kaltsiumiioonid toimivad ka ühe universaalse sekundaarse sõnumitoojana ja reguleerivad mitmesuguseid rakusiseseid protsesse – lihaste kokkutõmbumist, eksotsütoosi, sealhulgas hormoonide ja neurotransmitterite sekretsiooni jne. Kaltsiumi kontsentratsioon inimrakkude tsütoplasmas on umbes 10-7 mol, rakkudevahelistes vedelikes umbes 10 - 3 mol.

Kaltsiumivajadus sõltub vanusest. Täiskasvanutele on nõutav päevaraha 800–1000 milligrammi (mg), lastele 600–900 mg, mis on laste jaoks väga oluline luustiku intensiivse kasvu tõttu. Suurem osa toiduga inimorganismi jõudvast kaltsiumist sisaldub piimatoodetes, ülejäänud kaltsium on lihas, kalas, osades taimsetes saadustes (eriti palju sisaldavad kaunviljad). Imendumine toimub nii jäme- kui peensooles ning seda soodustab happeline keskkond, D- ja C-vitamiin, laktoos, küllastumata rasvhapped. Oluline on ka magneesiumi roll kaltsiumi ainevahetuses, selle puudumisega "pestakse" kaltsium luudest välja ning ladestub neerudesse (neerukividesse) ja lihastesse.

Kaltsiumi imendumist takistavad aspiriin, oksaalhape, östrogeeni derivaadid. Koos oksaalhappega moodustub kaltsium vees lahustumatud ühendid, mis on neerukivide komponendid.

Sellega seotud protsesside suure hulga tõttu on kaltsiumisisaldus veres täpselt reguleeritud ja õige toitumise korral puudust ei teki. Pikaajaline dieedist puudumine võib põhjustada krampe, liigesevalu, uimasust, kasvuhäireid ja kõhukinnisust. Sügavam puudujääk põhjustab püsivaid lihaskrampe ja osteoporoosi. Kaltsiumipuuduse põhjuseks võib olla kohvi ja alkoholi kuritarvitamine, kuna osa sellest eritub uriiniga.

Kaltsiumi ja D-vitamiini ülemäärased annused võivad põhjustada hüperkaltseemiat, millele järgneb intensiivne luude ja kudede lupjumine (mis mõjutab peamiselt kuseteede süsteemi). Pikaajaline liig häirib lihas- ja närvikudede tööd, suurendab vere hüübimist ja vähendab tsingi omastamist luurakkude poolt. Maksimaalne ööpäevane ohutu annus täiskasvanule on 1500–1800 milligrammi.

Tooted Kaltsium, mg / 100 g

Seesam 783

Nõges 713

Metsmalva 505

Plantain suur 412

Galinsoga 372

Sardiinid õlis 330

Ivy budra 289

Koerroos 257

Mandel 252

Plantain lantselist. 248

Sarapuupähkel 226

Amarandi seeme 214

Kress 214

Kuivatatud sojaoad 201

Alla 3-aastased lapsed - 600 mg.

Lapsed vanuses 4 kuni 10 aastat - 800 mg.

Lapsed vanuses 10 kuni 13 aastat - 1000 mg.

13-16-aastased teismelised - 1200 mg.

16-aastased ja vanemad noored - 1000 mg.

Täiskasvanud vanuses 25 kuni 50 aastat - 800 kuni 1200 mg.

Rasedad ja imetavad naised - 1500 kuni 2000 mg.

Järeldus

Kaltsium on üks levinumaid elemente maa peal. Looduses on seda palju: kivimid ja savikivimid tekivad kaltsiumisooladest, seda leidub mere- ja jõevees, see on osa taime- ja loomaorganismidest.

Kaltsium ümbritseb linlasi pidevalt: peaaegu kõik põhilised ehitusmaterjalid - betoon, klaas, tellis, tsement, lubi - sisaldavad seda elementi märkimisväärses koguses.

Selliste keemiliste omadustega kaltsium ei saa loomulikult olla looduses vabas olekus. Kuid kaltsiumiühendid – nii looduslikud kui kunstlikud – on muutunud ülimalt tähtsaks.

Bibliograafia

1. Toimetus .: Knunyants I.L. (peatoimetaja) Keemiaentsüklopeedia: 5 köites - Moskva: Nõukogude entsüklopeedia, 1990. - T. 2. - Lk 293. - 671 lk.

2. Doronin. N.A.Kaltsiy, Goskhimizdat, 1962.191 lk Haigetega.

3. Dotsenko VA. - Ravi- ja profülaktiline toitumine. - Küsimus. toit, 2001 - N1-lk 21-25

4. Bilezikian J. P. Kaltsium ja luu ainevahetus // In: K. L. Becker, toim.

www.e-ng.ru

Teaduse maailm

Kaltsium on keemiliste elementide perioodilise süsteemi perioodi 4. rühma II peamise alarühma metallelement. See kuulub leelismuldmetallide perekonda. Kaltsiumiaatomi välisenergia tase sisaldab 2 paaris s-elektroni

Mida ta suudab keemiliste vastasmõjude käigus jõuliselt ära anda. Seega on kaltsium redutseerija ja selle ühendites on oksüdatsiooniaste +2. Looduses leidub kaltsiumi ainult soolade kujul. Kaltsiumi massiosa maakoores - 3,6%. Kaltsiumi peamine looduslik mineraal on kaltsiit CaCO3 ja selle liigid - lubjakivi, kriit, marmor. On ka elusorganisme (näiteks korallid), mille selgroog koosneb peamiselt kaltsiumkarbonaadist. Kaltsiumi olulised mineraalid on ka dolomiit CaCO3 MgCO3, fluoriit CaF2, kips CaSO4 2h3O, apatiit, päevakivi jt. Kaltsiumil on elusorganismide elus oluline roll. Kaltsiumi massiosa inimkehas on 1,4-2%. See on hammaste, luude, teiste kudede ja elundite osa, osaleb vere hüübimisprotsessis ja stimuleerib südametegevust. Organismi piisava koguse kaltsiumi tagamiseks on hädavajalik tarbida piima ja piimatooteid, rohelisi köögivilju, kala Lihtaine kaltsium on tüüpiline hõbevalge metall. See on üsna kõva, plastiline, selle tihedus on 1,54 g / cm3 ja sulamistemperatuur 842? C. Keemiliselt on kaltsium väga aktiivne. Normaaltingimustes suhtleb see kergesti õhu hapniku ja niiskusega, seetõttu hoitakse seda hermeetiliselt suletud anumates. Õhus kuumutamisel kaltsium süttib ja moodustab oksiidi: 2Ca + O2 = 2CaO Kaltsium reageerib kuumutamisel kloori ja broomiga ning fluoriga isegi külmas. Nende reaktsioonide produktideks on vastavad halogeniidid, näiteks: Ca + Cl2 = CaCl2 Kaltsiumi kuumutamisel väävliga moodustub kaltsiumsulfiid: Ca + S = CaS Kaltsium võib reageerida teiste mittemetallidega Koostoime veega viib edasi halvasti lahustuva kaltsiumhüdroksiidi tekkele ja gaasilise vesiniku vabanemisele : Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3. Metallist kaltsiumi kasutatakse laialdaselt. Seda kasutatakse terase ja sulamite valmistamisel rozkisnikina, redutseerijana mõnede tulekindlate metallide tootmisel.

Kaltsium saadakse kaltsiumkloriidi sulami elektrolüüsil. Seega sai kaltsiumi esmakordselt 1808. aastal Humphrey Davy.

worldofscience.ru

Kaltsium

KALTSIUM-Ma olen; m.[alates lat. calx (calcis) - lubi] Keemiline element (Ca), hõbevalge metall, mis on osa lubjakivist, marmorist jne.

◁ Kaltsium, th, th. K-ndad soolad.

kaltsium

(lat. Kaltsium), perioodilisuse tabeli II rühma keemiline element, viitab leelismuldmetallidele. Nimi latist. calx, genitiiv calcis on lubi. Hõbevalge metall, tihedus 1,54 g / cm 3, t pl 842ºC. See oksüdeerub normaalsel temperatuuril õhu käes kergesti. Levimuse poolest maakoores on see 5. koht (mineraalid kaltsiit, kips, fluoriit jne). Aktiivse redutseerijana kasutatakse seda U, Th, V, Cr, Zn, Be ja teiste metallide saamiseks nende ühenditest, teraste, pronksi jms deoksüdeerimiseks. See on osa hõõrdumisevastastest materjalidest. Ehituses kasutatakse kaltsiumiühendeid (lubi, tsement), meditsiinis kaltsiumipreparaate.

KALTSIUM

KALTSIUM (ladina keeles Calcium), Ca (loe "kaltsium"), keemiline element aatomnumbriga 20, asub Mendelejevi perioodilise elementide süsteemi IIA rühmas neljandas perioodis; aatommass 40,08. Viitab leelismuldmetallide elementide arvule (cm. LEELISMULDMETALLID).
Looduslik kaltsium koosneb nukliidide segust (cm. NUCLID) massinumbritega 40 (segus massi järgi 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) ja 46 (0,003%). Välise elektronkihi konfiguratsioon 4 s 2 ... Peaaegu kõigis ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2 (valents II).
Neutraalse kaltsiumi aatomi raadius on 0,1974 nm, Ca 2+ iooni raadius on 0,114 nm (koordinatsiooninumbril 6) kuni 0,148 nm (koordinatsiooninumbril 12). Neutraalse kaltsiumi aatomi järjestikused ionisatsioonienergiad on vastavalt 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 ja 84,5 eV. Paulingi skaalal on kaltsiumi elektronegatiivsus umbes 1,0. Vaba kaltsium on hõbevalge metall.
Avastamise ajalugu
Kaltsiumiühendeid leidub looduses kõikjal, seega on need inimkonnale tuttavad juba iidsetest aegadest. Lubja on ehituses kasutatud pikka aega (cm. LIME)(kiirlubja ja kustutatud), mida pikka aega peeti lihtsaks aineks, "maaks". Inglise teadlane G. Davy aga 1808. aastal (cm. DEVI Humphrey)õnnestus lubjast uus metall välja saada. Selleks elektrolüüsis Davy kergelt niisutatud kustutatud lubja segu elavhõbeoksiidiga ja eraldas elavhõbekatoodil tekkinud amalgaamist uue metalli, mida ta nimetas kaltsiumiks (ladina keelest calx, perekond calcis – lubi). Venemaal nimetati seda metalli mõnda aega "lubjaks".
Looduses olemine
Kaltsium on üks levinumaid elemente Maal. See moodustab 3,38% maakoore massist (hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel levinumalt 5. kohal). Kõrge keemilise aktiivsuse tõttu vaba kaltsiumi looduses ei leidu. Suurem osa kaltsiumist sisaldub silikaatides (cm. SILIKAADID) ja alumiiniumsilikaadid (cm. ALUMOSILIKAADID) mitmesugused kivimid (graniidid (cm. GRANIIT), gneissid (cm. GNEISS) jne.). Settekivimite kujul esindavad kaltsiumiühendid kriit ja lubjakivi, mis koosnevad peamiselt mineraalsest kaltsiidist (cm. KALTSIIT)(CaCO 3). Kaltsiidi kristalset vormi – marmorit – kohtab looduses palju vähem.
Kaltsiumi mineraalid nagu lubjakivi on üsna levinud. (cm. LUBJAKIVI) CaCO 3, anhüdriit (cm. ANHÜDRIT) CaSO 4 ja kips (cm. KIPS) CaSO 4 2H 2 O, fluoriit (cm. FLUORIIT) CaF 2, apatiit (cm. APATIIDID) Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomiit (cm. DOLOMIIT) MgCO 3 · СaCO 3. Kaltsiumi- ja magneesiumisoolade olemasolu looduslikus vees määrab selle kareduse (cm. VEE KAREDUS)... Märkimisväärne kogus kaltsiumi leidub elusorganismides. Niisiis, hüdroksüülapatiit Ca 5 (PO 4) 3 (OH) või teises tähises 3Ca 3 (PO 4) 2 · Ca (OH) 2 - selgroogsete, sealhulgas inimeste luukoe alus; paljude selgrootute kestad ja kestad, munakoored jne koosnevad kaltsiumkarbonaadist CaCO 3.
Vastuvõtmine
Metallist kaltsiumi saadakse CaCl2-st (75-80%) ja KCl-st või CaCl2-st ja CaF2-st koosneva sulandi elektrolüüsil, samuti CaO aluminotermilisel redutseerimisel temperatuuril 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl 2O 4 + 3Ca.
Füüsilised ja keemilised omadused
Kaltsiummetall esineb kahe allotroopse modifikatsioonina (vt Allotroopia (cm. ALLOTROOPIA)). Kuni 443 ° C on kuupkujulise näokeskse võrega a-Ca stabiilne (parameeter a = 0,558 nm), kõrgem on b-Ca kuupkujulise kehakeskse võrega a-Fe tüüpi (parameeter a = 0,448 nm). ). Kaltsiumi sulamistemperatuur on 839 ° C, keemistemperatuur on 1484 ° C, tihedus 1,55 g / cm 3.
Kaltsiumi reaktsioonivõime on kõrge, kuid madalam kui kõigil teistel leelismuldmetallidel. See interakteerub kergesti hapniku, süsinikdioksiidi ja õhuniiskusega, mistõttu metallilise kaltsiumi pind muutub tavaliselt tuhmhalliks, mistõttu laboris säilitatakse kaltsiumi, nagu ka teisi leelismuldmetalle, tihedalt suletud purgis kihi all. petrooleum.
Standardpotentsiaalide reas asub kaltsium vesinikust vasakul. Ca 2+ / Ca 0 paari standardne elektroodipotentsiaal on –2,84 V, nii et kaltsium reageerib aktiivselt veega:
Ca + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2.
Kaltsium reageerib normaalsetes tingimustes aktiivsete mittemetallidega (hapnik, kloor, broom):
2Ca + O2 = 2CaO; Ca + Br 2 = CaBr 2.
Õhus või hapnikus kuumutamisel kaltsium süttib. Kaltsium interakteerub kuumutamisel vähemaktiivsete mittemetallidega (vesinik, boor, süsinik, räni, lämmastik, fosfor ja teised), näiteks:
Ca + H2 = CaH2 (kaltsiumhüdriid),
Ca + 6B = CaB 6 (kaltsiumboriid),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (kaltsiumnitriid)
Ca + 2C = CaC 2 (kaltsiumkarbiid)
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (kaltsiumfosfiid), tuntud on ka kaltsiumfosfiidid koostisega CaP ja CaP 5;
2Ca + Si = Ca 2 Si (kaltsiumsilitsiid), on tuntud ka kaltsiumsilikiidid koostisega CaSi, Ca 3 Si 4 ja CaSi 2.
Ülaltoodud reaktsioonide käiguga kaasneb reeglina suure hulga soojuse eraldumine (st need reaktsioonid on eksotermilised). Kõigis mittemetallidega ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2. Enamik kaltsiumiühendeid mittemetallidega laguneb vee toimel kergesti, näiteks:
CaH2 + 2H2O = Ca (OH)2 + 2H2,
Ca3N2 + 3H2O = 3Ca (OH)2 + 2NH3.
Kaltsiumoksiid on tavaliselt aluseline. Laboris ja tehnoloogias saadakse see karbonaatide termilise lagundamise teel:
CaCO 3 = CaO + CO 2.
Tehnilist kaltsiumoksiidi CaO nimetatakse kustutamata lubjaks.
See reageerib veega, moodustades Ca (OH) 2 ja vabastab suure hulga soojust:
CaO + H 2 O = Ca (OH) 2.
Sel viisil saadud Ca (OH) 2 nimetatakse tavaliselt kustutatud lubjaks või lubjapiimaks. (cm. LAIMI PIIM) tingitud asjaolust, et kaltsiumhüdroksiidi lahustuvus vees on madal (0,02 mol / l temperatuuril 20 ° C) ja selle vette lisamisel moodustub valge suspensioon.
Happeliste oksiididega suhtlemisel moodustab CaO sooli, näiteks:
CaO + CO 2 = CaCO 3; CaO + SO 3 = CaSO 4.
Ca 2+ ioon on värvitu. Kaltsiumisoolade lisamisel leegile muutub leek telliskivipunaseks.
Kaltsiumisoolad nagu kloriid CaCl 2, bromiid CaBr 2, jodiid CaI 2 ja nitraat Ca (NO 3) 2 lahustuvad vees hästi. Fluoriid CaF 2, karbonaat CaCO 3, sulfaat CaSO 4, keskmine ortofosfaat Ca 3 (PO 4) 2, oksalaat CaC 2 O 4 ja mõned teised on vees lahustumatud.
Suur tähtsus on asjaolul, et erinevalt keskmisest kaltsiumkarbonaadist CaCO 3 on happeline kaltsiumkarbonaat (vesinikkarbonaat) Ca (HCO 3) 2 vees lahustuv. Looduses viib see järgmiste protsessideni. Kui külm vihm või süsinikdioksiidiga küllastunud jõevesi tungib maa alla ja langeb lubjakividele, täheldatakse nende lahustumist:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2.
Samades kohtades, kus kaltsiumvesinikkarbonaadiga küllastunud vesi väljub maapinnale ja päikesekiirte toimel soojendatakse, toimub vastupidine reaktsioon:
Ca (HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Nii kanduvad looduses üle suured ainete massid. Selle tulemusena võivad maa alla tekkida tohutud vajukud (vt Karst (cm. KARST (loodusnähtus)), ja koobastesse tekivad kaunid kivist "jääpurikad" – stalaktiidid (cm. STALAKTIIVID (mineraalsed moodustised) ja stalagmiite (cm. STALAGMITS).
Vees lahustunud kaltsiumvesinikkarbonaadi olemasolu määrab suuresti vee ajutise kareduse (cm. VEE KAREDUS)... Seda nimetatakse ajutiseks, kuna vee keetmisel vesinikkarbonaat laguneb ja CaCO 3 sadestub. See nähtus viib näiteks selleni, et aja jooksul koguneb veekeetjasse katlakivi.
Kaltsiumi ja selle ühendite kasutamine
Metallist kaltsiumi kasutatakse uraani metallotermiliseks tootmiseks (cm. Uraan (keemiline element), toorium (cm. TOORIUM), titaan (cm. TITAAN (keemiline element)), tsirkoonium (cm. TSIRKOONIUM), tseesium (cm. CESIUM) ja rubiidium (cm. RUBIIDIUM).
Looduslikke kaltsiumiühendeid kasutatakse laialdaselt sideainete (tsement (cm. TSEMENT), krohv (cm. KIPS), lubi jne). Kustutatud lubja siduv toime põhineb asjaolul, et kaltsiumhüdroksiid reageerib aja jooksul õhus leiduva süsihappegaasiga. Toimuva reaktsiooni tulemusena tekivad kaltsiidi CaCO 3 nõelakujulised kristallid, mis kasvavad lähedalasuvateks kivideks, telliskivideks ja muudeks ehitusmaterjalideks ning justkui keevitavad need ühtseks tervikuks. Kristalne kaltsiumkarbonaat – marmor on suurepärane viimistlusmaterjal. Lupjamiseks kasutatakse kriiti. Malmi tootmisel kulub suures koguses lubjakivi, kuna see võimaldab muuta rauamaagi tulekindlad lisandid (näiteks kvarts SiO 2) suhteliselt madala sulamistemperatuuriga räbudeks.
Bleach on väga tõhus desinfektsioonivahendina. (cm. pleegituspulber)- "kloor" Ca (OCl) Cl - kloriidi ja kaltsiumhüpokloriti segu (cm. KALTSIUMHÜPOKLORIIT) kõrge oksüdatsioonivõimega.
Laialdaselt kasutatakse ka kaltsiumsulfaati, mis eksisteerib nii veevabade ühendite kui ka kristalsete hüdraatide kujul - nn poolvesisulfaat - alabaster (cm. Aleviz Fryazin (Milano)) CaSO 4 · 0,5H 2 O ja dihüdraatsulfaat - kips CaSO 4 · 2H 2 O. Kipsi kasutatakse laialdaselt ehituses, skulptuuris, krohvide ja erinevate kunstitoodete valmistamisel. Kipsi kasutatakse ka meditsiinis luude fikseerimiseks luumurdude korral.
Kaltsiumkloriidi CaCl 2 kasutatakse koos lauasoolaga teekatete jäätumisvastaseks kasutamiseks. Kaltsiumfluoriid CaF 2 on suurepärane optiline materjal.
Kaltsium organismis
Kaltsium on toitaine (cm. BIOGEENSED ELEMENDID), mis esineb pidevalt taimede ja loomade kudedes. Loomade ja inimeste mineraalainevahetuse ning taimede mineraalse toitumise oluline komponent, kaltsium täidab organismis erinevaid funktsioone. Apatiidi osana (cm. APATIIT), samuti kaltsiumsulfaat ja karbonaat, moodustavad luukoe mineraalse komponendi. 70 kg kaaluv inimkeha sisaldab umbes 1 kg kaltsiumi. Kaltsium osaleb ioonikanalite töös (cm. ION KANALID), mis viib läbi ainete transporti läbi bioloogiliste membraanide, närviimpulsi edastamisel (cm. NÄRVIIMPULSS), vere hüübimisprotsessides (cm. VERE KOGUMINE) ja väetamine. Reguleerib kaltsiumi metabolismi organismis kaltsiferoolid (cm. CALCIFEROLES)( D-vitamiin). Kaltsiumi puudus või liig põhjustab mitmesuguseid haigusi – rahhiidi (cm. RIKEIT), lupjumine (cm. KALTSINOOS) jt. Seetõttu peaks inimese toit sisaldama kaltsiumiühendeid vajalikus koguses (800-1500 mg kaltsiumi päevas). Kaltsiumisisaldus on kõrge piimatoodetes (nagu kodujuust, juust, piim), mõnedes köögiviljades ja muudes toiduainetes. Meditsiinis kasutatakse laialdaselt kaltsiumipreparaate.

entsüklopeediline sõnaraamat. 2009 .

Sünonüümid:

Kaltsium- teise rühma peamise alarühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljanda perioodi element aatomnumbriga 20. Seda tähistatakse sümboliga Ca (ladina kaltsium). Lihtaine kaltsium (CAS number: 7440-70-2) on pehme, reaktsioonivõimeline hõbevalge värvusega leelismuldmetall.

Nime ajalugu ja päritolu

Elemendi nimi pärineb latist. calx (genitive calcis) - "lubi", "pehme kivi". Selle pakkus välja inglise keemik Humphrey Davy, kes 1808. aastal eraldas metallilise kaltsiumi elektrolüütilise meetodiga. Davy elektrolüüsis märja kustutatud lubja segu elavhõbeoksiidi HgO-ga plaatinaplaadil, mis toimis anoodina. Katoodina toimis vedelasse elavhõbedasse sukeldatud plaatinatraat. Elektrolüüsi tulemusena saadi kaltsiumamalgaam. Olles sealt elavhõbeda eemale ajanud, hankis Davy metalli nimega kaltsium. Kaltsiumiühendeid - lubjakivi, marmor, kips (nagu ka lubi - lubjakivi röstimise saadus) on ehitustööstuses kasutatud juba mitu aastatuhandet. Kuni 18. sajandi lõpuni pidasid keemikud lubja lihtsaks kehaks. 1789. aastal väitis A. Lavoisier, et lubi, magneesiumoksiid, bariit, alumiiniumoksiid ja ränidioksiid on keerulised ained.

Looduses olemine

Kõrge keemilise aktiivsuse tõttu vaba kaltsiumi looduses ei leidu.

Kaltsium moodustab 3,38% maakoore massist (hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel 5. kohal).

Isotoobid

Kaltsium esineb looduslikult kuue isotoobi seguna: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca ja 48 Ca, millest kõige levinum – 40 Ca – on 96,97%.

Kaltsiumi kuuest looduslikust isotoobist viis on stabiilsed. Kuues isotoop 48 Ca, kuuest raskeim ja väga haruldane (selle isotoopide arvukus on vaid 0,187%), avastati hiljuti, et see läbib kahekordse beeta-lagunemise poolväärtusajaga 5,3 × 10 19 aastat.

Kivimites ja mineraalides

Suurem osa kaltsiumist sisaldub mitmesuguste kivimite (graniidid, gneissid jne) silikaatides ja alumosilikaatides, eriti päevakivis - anortiit Ca.

Settekivimite kujul esindavad kaltsiumiühendid kriit ja lubjakivi, mis koosnevad peamiselt mineraalsest kaltsiidist (CaCO 3). Kaltsiidi kristalset vormi – marmorit – kohtab looduses palju vähem.

Kaltsiumi mineraalid nagu kaltsiit CaCO 3, anhüdriit CaSO 4, alabaster CaSO 4 0,5H 2 O ja kips CaSO 4 2H 2 O, fluoriit CaF 2, apatiidid Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomiit MgCO 3 CaCO 3. Kaltsiumi- ja magneesiumisoolade olemasolu looduslikus vees määrab selle kareduse.

Maakoores jõuliselt rändav ja erinevatesse geokeemilistesse süsteemidesse akumuleeruv kaltsium moodustab 385 mineraali (mineraalide arvult neljas).

Ränne maapõues

Kaltsiumi loomulikus migratsioonis mängib olulist rolli "karbonaadi tasakaal", mis on seotud kaltsiumkarbonaadi ja vee ja süsinikdioksiidi interaktsiooni pöörduva reaktsiooniga lahustuva vesinikkarbonaadi moodustumisega:

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

(tasakaal nihkub sõltuvalt süsihappegaasi kontsentratsioonist vasakule või paremale).

Suurt rolli mängib biogeenne ränne.

Biosfääris

Kaltsiumiühendeid leidub peaaegu kõigis loomade ja taimede kudedes (vt ka allpool). Märkimisväärne kogus kaltsiumi leidub elusorganismides. Niisiis, hüdroksüapatiit Ca 5 (PO 4) 3 OH või teises tähises 3Ca 3 (PO 4) 2 · Ca (OH) 2 - selgroogsete, sealhulgas inimeste luukoe alus; paljude selgrootute kestad ja kestad, munakoored jne koosnevad kaltsiumkarbonaadist CaCO 3. Inimeste ja loomade eluskudedes 1,4-2% Ca (massiosa järgi); 70 kg kaaluvas inimkehas on kaltsiumisisaldus umbes 1,7 kg (peamiselt luukoe rakkudevahelise aine koostises).

Vastuvõtmine

Vaba metalliline kaltsium saadakse CaCl2-st (75-80%) ja KCl-st või CaCl2-st ja CaF2-st koosneva sulami elektrolüüsil, samuti CaO aluminotermilisel redutseerimisel temperatuuril 1170-1200 °C:

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

Omadused

Füüsikalised omadused

Kaltsiummetall esineb kahe allotroopse modifikatsioonina. Kuni 443 ° C on kuupkeskse võrega α-Ca stabiilne (parameeter a = 0,558 nm), kõrgem on stabiilne β-Ca α-Fe tüüpi kuupkujulise kehakeskse võrega (parameeter a = 0,448). nm). Standardentalpia Δ Hα → β ülemineku 0 on 0,93 kJ / mol.

Keemilised omadused

Standardpotentsiaalide reas asub kaltsium vesinikust vasakul. Ca 2+ / Ca 0 paari standardne elektroodipotentsiaal on -2,84 V, nii et kaltsium reageerib aktiivselt veega, kuid ilma süttimiseta:

Ca + 2H 2O = Ca (OH) 2 + H2 + Q.

Vees lahustunud kaltsiumvesinikkarbonaadi olemasolu määrab suuresti vee ajutise kareduse. Seda nimetatakse ajutiseks, kuna vee keetmisel vesinikkarbonaat laguneb ja CaCO 3 sadestub. See nähtus viib näiteks selleni, et aja jooksul koguneb veekeetjasse katlakivi.

Rakendus

Metallilise kaltsiumi kasutamine

Metallotermia

Puhast metallilist kaltsiumi kasutatakse metallotermias laialdaselt haruldaste metallide tootmiseks.

Sulami legeerimine

Tuumasünteesi

48 Ca isotoop on kõige tõhusam ja sagedamini kasutatav materjal üliraskete elementide tootmiseks ja uute elementide avastamiseks perioodilisustabelis. Näiteks 48 Ca iooni kasutamisel üliraskete elementide saamiseks kiirendites moodustuvad nende elementide tuumad sadu ja tuhandeid kordi tõhusamalt kui teiste "mürskude" (ioonide) kasutamisel.) Kasutatakse kujul ja metallide redutseerimiseks, samuti tsüaanamiidkaltsiumi tootmiseks (kaltsiumkarbiidi kuumutamisel lämmastikus 1200 ° C juures on reaktsioon eksotermiline, viiakse läbi tsüaanamiidahjudes).

Kaltsiumi, aga ka selle sulameid alumiiniumi ja magneesiumiga kasutatakse termoelektrilistes varuakudes anoodina (näiteks kaltsiumkromaatelement). Nendes patareides kasutatakse katoodina kaltsiumkromaati. Selliste akude eripäraks on ülipikk säilivusaeg (kümnendeid) sobivas seisukorras, võime töötada igasugustes tingimustes (ruum, kõrged rõhud), kõrge kaalu ja mahu erienergia. Puuduseks lühikese kestusega. Selliseid patareisid kasutatakse seal, kus on vaja lühikeseks ajaks luua kolossaalset elektrienergiat (balistilised raketid, mõned kosmoselaevad jne).

Lisaks lisatakse kaltsiumiühendid osteoporoosi ennetamiseks mõeldud ravimite koostisesse, rasedate ja eakate vitamiinide kompleksidesse.

Kaltsiumi bioloogiline roll

Kaltsium on taimede, loomade ja inimeste tavaline makrotoitaine. Inimestel ja teistel selgroogsetel on suurem osa sellest fosfaatide kujul skeletis ja hammastes. Enamiku selgrootute rühmade (käsnad, korallipolüübid, molluskid jne) luustikud koosnevad kaltsiumkarbonaadi (lubi) erinevatest vormidest. Kaltsiumiioonid osalevad vere hüübimisprotsessides, samuti vere pideva osmootse rõhu tagamises. Kaltsiumiioonid toimivad ka ühe universaalse sekundaarse vahendajana ja reguleerivad mitmesuguseid intratsellulaarseid protsesse – lihaste kokkutõmbumist, eksotsütoosi, sh hormoonide ja neurotransmitterite sekretsiooni jne. Kaltsiumi kontsentratsioon inimrakkude tsütoplasmas on umbes 10-7 mol, rakkudevahelistes vedelikes umbes 10 3 mol.

Kaltsiumi imendumist takistavad aspiriin, oksaalhape, östrogeeni derivaadid. Koos oksaalhappega moodustub kaltsium vees lahustumatud ühendid, mis on neerukivide komponendid.

Rasedad ja imetavad naised - 1500 kuni 2000 mg.

Kaltsiumiühendid- lubjakivi, marmor, kips (nagu ka lubi – lubjakivi toode) kasutati ehitusäris juba iidsetel aegadel. Kuni 18. sajandi lõpuni pidasid keemikud lubja lihtsaks kehaks. 1789. aastal väitis A. Lavoisier, et lubi, magneesiumoksiid, bariit, alumiiniumoksiid ja ränidioksiid on keerulised ained. Aastal 1808 valmistas Davy märja kustutatud lubja ja elavhõbeoksiidi segu elektrolüüsiga elavhõbekatoodiga kaltsiumamalgaami ja destilleerides sellest elavhõbedat, sai ta metalli nimega "kaltsium" (alates lat. Calх, perekond. juhtum kalts - lubi).

Elektronide paiknemine orbitaalidel.

+ 20Са ... | 3s 3p 3d | 4s

Kaltsiumi nimetatakse leelismuldmetalliks ja seda nimetatakse S-elementideks. Väliselektroonilisel tasandil on kaltsiumil kaks elektroni, seega annab ta ühendeid: CaO, Ca (OH) 2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 jne. Kaltsium kuulub tüüpiliste metallide hulka - sellel on kõrge afiinsus hapniku suhtes, ta redutseerib peaaegu kõik metallid nende oksiididest, moodustab üsna tugeva aluse Ca (OH) 2.

Metallide kristallvõred võivad olla erinevat tüüpi, kuid kaltsiumi iseloomustab näokeskne kuupvõre.

Metallograafiliste meetoditega kiirgavad kristallide suurus, kuju ja vastastikune paigutus metallides. Kõige täielikuma hinnangu metalli struktuurile selles osas annab selle õhukese lõigu mikroskoopiline analüüs. Katsetavast metallist lõigatakse välja proov ning selle tasapind lihvitakse, poleeritakse ja söövitatakse spetsiaalse lahusega (söövitusainega). Söövitamise tulemusena vabaneb proovi struktuur, mida uuritakse või pildistatakse metallograafilise mikroskoobi abil.

Kaltsium on kerge metall (d = 1,55), hõbevalge. See on kõvem ja sulab kõrgemal temperatuuril (851 ° C) võrreldes naatriumiga, mis asub perioodilisuse tabelis selle kõrval. See on tingitud asjaolust, et metallis on ühe kaltsiumiiooni kohta kaks elektroni. Seetõttu on ioonide ja elektrongaasi vaheline keemiline side tugevam kui naatriumil. Keemilistes reaktsioonides kanduvad kaltsiumi valentselektronid üle teiste elementide aatomitele. Sel juhul moodustuvad kahekordse laenguga ioonid.

Kaltsium on väga reaktiivne metallide, eriti hapniku suhtes. Õhus oksüdeerub see aeglasemalt kui leelismetallid, kuna sellel olev oksiidkile on hapnikule vähem läbilaskev. Kuumutamisel põleb kaltsium, eraldudes tohutul hulgal soojust:

Kaltsium reageerib veega, tõrjudes sellest välja vesiniku ja moodustades aluse:

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

Tänu oma kõrgele hapnikuga seotud keemilisele aktiivsusele leiab kaltsiumi rakendust haruldaste metallide tootmiseks nende oksiididest. Metalloksiide kuumutatakse koos kaltsiumlaastudega; reaktsioonide tulemusena saadakse kaltsiumoksiid ja metall. Samal omadusel põhineb kaltsiumi ja mõnede selle sulamite kasutamine metallide niinimetatud deoksüdatsiooniks. Sulametallile lisatakse kaltsiumi ja see eemaldab lahustunud hapniku jäljed; tekkiv kaltsiumoksiid hõljub metalli pinnale. Kaltsiumi leidub mõnedes sulamites.

Kaltsium saadakse sula kaltsiumkloriidi elektrolüüsil või aluminotermilisel meetodil. Kaltsiumoksiid ehk kustutatud lubi on valge pulber, mis sulab 2570 °C juures. Seda saadakse lubjakivi kaltsineerimisel:

CaCO3 = CaO + CO2 ^

Kaltsiumoksiid on aluseline oksiid, mistõttu see reageerib hapete ja happeanhüdriididega. Veega annab see aluse - kaltsiumhüdroksiidi:

CaO + H2O = Ca (OH) 2

Vee lisamine kaltsiumoksiidile, mida nimetatakse lubja kustutamiseks, eraldub suurel hulgal soojust. Sel juhul muutub osa veest auruks. Kaltsiumhüdroksiid ehk kustutatud lubi on valge aine, vees vähe lahustuv. Kaltsiumhüdroksiidi vesilahust nimetatakse lubjaveeks. Sellisel lahusel on üsna tugevad leeliselised omadused, kuna kaltsiumhüdroksiid dissotsieerub hästi:

Ca (OH) 2 = Ca + 2OH

Võrreldes leelismetallide oksiidide hüdraatidega on kaltsiumhüdroksiid nõrgem alus. Seda seletatakse asjaoluga, et kaltsiumiioon on kahekordselt laetud ja tõmbab hüdroksüülrühmi tugevamini ligi.

Kustutatud lubi ja selle lahus, mida nimetatakse lubjaveeks, reageerivad hapete ja happeanhüdriididega, sealhulgas süsinikdioksiidiga. Lubjavett kasutatakse laborites süsinikdioksiidi avastamiseks, kuna moodustunud lahustumatu kaltsiumkarbonaat muudab vee häguseks:

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Süsinikdioksiidi pikaajalisel ülekandmisel muutub lahus aga uuesti selgeks. See on tingitud asjaolust, et kaltsiumkarbonaat muudetakse lahustuvaks soolaks - kaltsiumvesinikkarbonaadiks:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca (HCO3) 2

Tööstuses saadakse kaltsiumi kahel viisil:

CaO ja Al pulbri briketeeritud segu kuumutamine temperatuuril 1200 ° C vaakumis 0,01–0,02 mm. rt. Art .; reaktsiooni käigus eralduv:

6СаО + 2Аl = 3CaO Al2O3 + 3Ca

Kaltsiumiaur kondenseerub külmal pinnal.

Cu-Ca sulam (65% Ca) valmistatakse CaCl2 ja KCl sulami elektrolüüsil vedela vask-kaltsiumkatoodiga, millest kaltsium destilleeritakse temperatuuril 950-1000 °C vaakumis 0,1-0,001 mm Hg.

Samuti on välja töötatud meetod kaltsiumi tootmiseks kaltsiumkarbiidi CaC2 termilise dissotsiatsiooni teel.

Kaltsium on üks enim leiduvaid elemente looduses. See sisaldab umbes 3% (massist) maakoores. Kaltsiumisoolad moodustavad looduslikult suuri kogumeid karbonaatide (kriit, marmor), sulfaatide (kips), fosfaatide (fosforiidid) kujul. Vee ja süsihappegaasi toimel lahustuvad karbonaadid süsivesinike kujul ning kanduvad maa-alused ja jõeveed pikkade vahemaade taha. Kaltsiumisoolade mahapesemisel võivad tekkida koopad. Uues kohas võivad vee aurustumisel või temperatuuri tõusul tekkida kaltsiumkarbonaadi ladestused. Näiteks tekivad koobastes stalaktiidid ja stalagmiidid.

Lahustuvad kaltsiumi- ja magneesiumisoolad määravad vee üldise kareduse. Kui neid esineb vees väikestes kogustes, nimetatakse seda vett pehmeks. Nende soolade suure sisaldusega (100 - 200 mg. Kaltsiumisoolad - 1 liitris. Ioonide poolest) peetakse vett kõvaks. Sellises vees ei vahuta seep hästi, kuna kaltsiumi- ja magneesiumisoolad moodustavad sellega lahustumatuid ühendeid. Karedas vees keevad toiduained halvasti ja keetes tekib katlakivi aurukatelde seintele. Katlakivi juhib halvasti soojust, põhjustab kütusekulu suurenemist ja kiirendab katla seinte kulumist. Katlakivi moodustamine on keeruline protsess. Kuumutamisel süsihappe kaltsiumi ja magneesiumi happelised soolad lagunevad ja muutuvad lahustumatuteks karbonaatideks:

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

Ka kaltsiumsulfaadi CaSO4 lahustuvus väheneb kuumutamisel, seetõttu on see skaalasse kaasatud.

Kaltsium- ja magneesiumvesinikkarbonaatide karedust vees nimetatakse karbonaadiks või ajutiseks, kuna see eemaldatakse keetmise teel. Lisaks karbonaatsele kõvadusele eristatakse ka mittekarbonaatset kõvadust, mis sõltub kaltsium- ja magneesiumsulfaatide ning kloriidide sisaldusest vees. Neid sooli ei eemaldata keetmisel ja seetõttu nimetatakse mittekarbonaatset kõvadust ka püsivaks kõvaduseks. Karbonaatne ja mittekarbonaatne kõvadus annavad kokku kogu kõvaduse.

Kareduse täielikuks kõrvaldamiseks destilleeritakse mõnikord vett. Karbonaadi kareduse kõrvaldamiseks keedetakse vett. Üldine kõvadus kõrvaldatakse kas kemikaalide lisamisega või nn katioonivahetite abil. Keemilise meetodi kasutamisel muudetakse lahustuvad kaltsiumi- ja magneesiumisoolad lahustumatuteks karbonaatideks, lisatakse näiteks lubja- ja soodapiima:

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

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

Jäikuse kõrvaldamine katioonivahetitega on täiuslikum protsess. Katioonid on kompleksained (räni ja alumiiniumi looduslikud ühendid, kõrgmolekulaarsed orgaanilised ühendid), mille koostist saab väljendada valemiga Na2R, kus R on kompleksne happeline jääk. Kui vesi filtreeritakse läbi katioonvaheti kihi, vahetatakse Na-ioonid (katioonid) Ca- ja Mg-ioonide vastu:

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Järelikult lähevad Ca ioonid lahusest katioonvahetisse ja Na ioonid katioonivahetist lahusesse. Kasutatud katioonvaheti taastamiseks pestakse seda naatriumkloriidi lahusega. Sel juhul toimub vastupidine protsess: katioonivaheti Ca-ioonid asendatakse Na-ioonidega:

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

Regenereeritud katioonvahetit saab uuesti kasutada vee puhastamiseks.

Puhta metalli kujul kasutatakse Ca-d U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb ja mõnede haruldaste muldmetallide ja nende ühendite redutseerijana. Seda kasutatakse ka terase, pronksi ja muude sulamite desoksüdeerimiseks, väävli eemaldamiseks naftatoodetest, orgaaniliste vedelike dehüdreerimiseks, argooni puhastamiseks lämmastikulisanditest ja gaasiabsorberina elektrilistes vaakumseadmetes. Tehnoloogias kasutatakse laialdaselt Pb-Na-Ca süsteemi antifiktsioonmaterjale, aga ka Pb-Ca sulameid, mida kasutatakse elektrikaablite kestade valmistamiseks. Sulamit Ca - Si - Ca (ränikaltsiumi) kasutatakse kvaliteetteraste tootmisel deoksüdeerijana ja degaseerijana.

Kaltsium on üks normaalseks elutegevuseks vajalikest biogeensetest elementidest. Seda leidub kõigis loomade ja taimede kudedes ja vedelikes. Ca-vabas keskkonnas saavad areneda ainult haruldased organismid. Mõnes organismis ulatub Ca sisaldus 38% -ni: inimestel - 1,4–2%. Taimsete ja loomsete organismide rakud vajavad ekstratsellulaarses keskkonnas rangelt määratletud Ca, Na ja K ioonide suhet. Taimed saavad Ca mullast. Vastavalt nende suhtele Ca-ga jagunevad taimed kaltsefiilideks ja kaltsefoobideks. Loomad saavad Ca toidust ja veest. Ca on vajalik mitmete rakustruktuuride moodustamiseks, raku välismembraanide normaalse läbilaskvuse säilitamiseks, kalade ja teiste loomade marjade viljastamiseks ning mitmete ensüümide aktiveerimiseks. Ca-ioonid edastavad ergastuse lihaskiule, põhjustades selle kokkutõmbumist, suurendades südame kontraktsioonide tugevust, suurendades leukotsüütide fagotsüütfunktsiooni, aktiveerides kaitsvate verevalkude süsteemi ja osaledes selle hüübimises. Rakkudes on peaaegu kogu Ca ühendite kujul valkude, nukleiinhapete, fosfolipiididega, kompleksides anorgaaniliste fosfaatide ja orgaaniliste hapetega. Inimeste ja kõrgemate loomade vereplasmas võib ainult 20-40% Ca-st olla seotud valkudega. Skeletiga loomadel kasutatakse ehitusmaterjalina kuni 97–99% kogu Ca-st: selgrootutel peamiselt CaCO3 kujul (molluskite kestad, korallid), selgroogsetel fosfaatidena. Paljud selgrootud säilitavad Ca enne sulamist uue skeleti ehitamiseks või elutähtsate funktsioonide tagamiseks ebasoodsates tingimustes. Ca sisaldust inimeste ja kõrgemate loomade veres reguleerivad kõrvalkilpnäärme ja kilpnäärme hormoonid. Nendes protsessides on oluline roll D-vitamiinil Ca imendumine toimub peensoole eesmises osas. Ca imendumine halveneb soolestiku happesuse vähenemisega ja sõltub Ca, fosfori ja rasva vahekorrast toidus. Lehmapiima optimaalne Ca / P suhe on umbes 1,3 (kartulites 0,15, ubades 0,13, lihas 0,016). P ja oksaalhappe liiaga toidus halveneb Ca imendumine. Sapphapped kiirendavad selle imendumist. Optimaalne Ca / rasva suhe inimtoidus on 0,04 - 0,08 g Ca 1 g kohta. rasv. Ca vabanemine toimub peamiselt soolte kaudu. Imetajad kaotavad imetamise ajal piimas palju Ca. Fosfori-kaltsiumi metabolismi häiretega noortel loomadel ja lastel areneb rahhiit, täiskasvanud loomadel - muutused luustiku koostises ja struktuuris (osteomalaatsia).

Meditsiinis kõrvaldavad Ca preparaadid Ca ioonide puudumisega seotud häired organismis (teetania, spasmofiilia, rahhiidi korral). Ca preparaadid vähendavad ülitundlikkust allergeenide suhtes ja neid kasutatakse allergiliste haiguste (seerumtõbi, unepalavik jt) raviks. Ca preparaadid vähendavad veresoonte suurenenud läbilaskvust ja on põletikuvastase toimega. Neid kasutatakse hemorraagilise vaskuliidi, kiiritushaiguse, põletikuliste protsesside (kopsupõletik, pleuriit jne) ja mõnede nahahaiguste korral. Määratakse verd peatava vahendina, südamelihase aktiivsuse parandamiseks ja digitaalise ravimite toime tugevdamiseks, magneesiumisooladega mürgituse vastumürgina. Koos teiste ravimitega kasutatakse Ca preparaate sünnituse stimuleerimiseks. Ca kloriidi manustatakse suu kaudu ja intravenoosselt. Ossokaltsinooli (spetsiaalselt valmistatud luupulbri 15% steriilne suspensioon virsikuõlis) pakutakse koeteraapiaks.

Ca preparaatide hulka kuuluvad ka kips (CaSO4), mida kasutatakse kirurgias kipsi tegemiseks, ja kriit (CaCO3), mida manustatakse suu kaudu maomahla suurenenud happesusega ja hambapulbri valmistamiseks.