Ar ko kalcijs mijiedarbojas? Kalcija fizikālās īpašības

Starp visiem periodiskās sistēmas elementiem var izdalīt vairākus, bez kuriem dzīvajos organismos var ne tikai attīstīties dažādas slimības, bet kopumā nav iespējams normāli dzīvot un augt. Viens no tiem ir kalcijs.

Interesanti, ka, runājot par šo metālu, kā vienkāršu vielu, no tā cilvēkam nav nekāda labuma, pat ļaunuma. Tomēr atliek tikai pieminēt Ca 2+ jonus, jo uzreiz ir punktu masa, kas raksturo to nozīmi.

Kalcija atrašanās vieta periodiskajā tabulā

Kalcija, tāpat kā jebkura cita elementa, raksturojums sākas ar norādi par tā atrašanās vietu periodiskajā sistēmā. Galu galā tas ļauj daudz uzzināt par šo atomu:

kodollādiņš;
elektronu un protonu skaits, neitroni;
oksidācijas pakāpe, augstāka un zemāka;
elektroniskā konfigurācija un citas svarīgas lietas.

Mūsu aplūkotais elements atrodas otrās grupas, galvenās apakšgrupas, ceturtajā lielajā periodā, un tam ir kārtas numurs 20. Arī ķīmiskajā periodiskajā tabulā ir parādīts kalcija atomsvars - 40,08, kas ir esošā vidējā vērtība. šī atoma izotopi.

Oksidācijas stāvoklis ir viens, vienmēr nemainīgs, vienāds ar +2. CaO formula. Elementa latīņu nosaukums ir kalcijs, tāpēc Ca atoma simbols.

Kalcija kā vienkāršas vielas raksturojums

Normālos apstākļos šis elements ir metāls, sudrabaini baltā krāsā. Kalcija kā vienkāršas vielas formula ir Ca. Pateicoties augstajai ķīmiskajai aktivitātei, tas spēj veidot daudzus savienojumus, kas pieder pie dažādām klasēm.

Cietā agregācijas stāvoklī tā neietilpst cilvēka ķermenī, tāpēc ir svarīga rūpnieciskām un tehniskām vajadzībām (galvenokārt ķīmiskajām sintēzēm).

Tas ir viens no visizplatītākajiem metāliem, ņemot vērā tā īpatsvaru zemes garozā, aptuveni 1,5%. Tas pieder sārmzemju zemju grupai, jo, izšķīdinot ūdenī, tas rada sārmus, bet dabā tas notiek vairāku minerālu un sāļu veidā. Jūras ūdenī ir daudz kalcija (400 mg/l).

Kristāla šūna

Kalcija īpašība ir izskaidrojama ar kristāliskā režģa struktūru, kas var būt divu veidu (jo ir alfa un beta forma):

kubiskā seja orientēta;
uz apjomu orientēts.

Saites veids molekulā ir metālisks, režģa vietās, tāpat kā visos metālos, atrodas atomu joni.

Atrodoties dabā

Dabā ir vairākas pamatvielas, kas satur šo elementu.

Jūras ūdens.
Akmeņi un minerāli.
Dzīvi organismi (čaumalas un čaumalas, kaulu audi utt.).
Gruntsūdeņi zemes garozā.

Var identificēt šādus iežu un minerālu veidus, kas ir dabiski kalcija avoti.

Dolomīts ir kalcija un magnija karbonāta maisījums.
Fluorīts ir kalcija fluorīds.
Ģipsis - CaSO 4 2H 2 O.
Kalcīts - krīts, kaļķakmens, marmors - kalcija karbonāts.
Alabastrs - CaSO 4 0,5H 2 O.
Apatitāte.

Kopumā tiek izolēti aptuveni 350 dažādi minerāli un ieži, kas satur kalciju.

Kā nokļūt

Ilgu laiku metālu nebija iespējams izolēt brīvā formā, jo tā ķīmiskā aktivitāte ir augsta, dabā to neatradīsit tīrā veidā. Tāpēc līdz 19. gadsimtam (1808. gadam) attiecīgais elements bija vēl viens noslēpums, ko satur periodiskā tabula.

Kalcijs kā metāls spēja sintezēt angļu ķīmiķi Hamfriju Deiviju. Tas bija tas, kurš pirmais atklāja cieto minerālu un sāļu kausējumu mijiedarbības iezīmes ar elektrisko strāvu. Līdz šim vispiemērotākais veids, kā iegūt šo metālu, ir tā sāļu elektrolīze, piemēram:

kalcija un kālija hlorīdu maisījums;
fluora un kalcija hlorīda maisījums.

Ir iespējams arī iegūt kalciju no tā oksīda, izmantojot metalurģijā izplatīto aluminotermisko metodi.

Fizikālās īpašības

Kalcija raksturojumu fizikālo parametru izteiksmē var aprakstīt vairākos punktos.

Agregāta stāvoklis - normālos apstākļos ciets.
Kušanas temperatūra - 842 0 С.
Metāls ir mīksts un to var griezt ar nazi.
Krāsa - sudrabaini balta, briljanta.
Tam ir labas vadītspējas un siltumvadīšanas īpašības.
Ilgstoši karsējot, tas pāriet šķidrumā, pēc tam tvaika stāvoklī, zaudējot metāliskās īpašības. Vārīšanās temperatūra 1484 0 С.

Kalcija fizikālajām īpašībām ir viena iezīme. Kad metālam tiek izdarīts spiediens, tas kādā brīdī zaudē metāliskās īpašības un spēju vadīt elektrību. Taču, vēl vairāk palielinot ekspozīciju, tas atkal tiek atjaunots un izpaužas kā supravadītājs, kas šo rādītāju ziņā ir vairākas reizes augstāks par pārējiem elementiem.

Ķīmiskās īpašības

Šī metāla aktivitāte ir ļoti augsta. Tāpēc ir daudz mijiedarbības, kurās kalcijs nonāk. Reakcijas ar visiem nemetāliem viņam ir raksturīgas, jo kā reducētājs viņš ir ļoti spēcīgs.

Normālos apstākļos tas viegli reaģē, veidojot atbilstošos bināros savienojumus ar: halogēniem, skābekli.
Sildot: ūdeņradis, slāpeklis, ogleklis, silīcijs, fosfors, bors, sērs un citi.
Brīvā dabā tas nekavējoties mijiedarbojas ar oglekļa dioksīdu un skābekli, tāpēc pārklājas ar pelēku pārklājumu.
Spēcīgi reaģē ar skābēm, dažreiz ar aizdegšanos.

Interesantas kalcija īpašības izpaužas sāļu sastāvā. Tātad skaistas alas, kas aug uz griestiem un sienām, nav nekas cits, kā tikai laika gaitā veidojas no ūdens, oglekļa dioksīda un bikarbonāta gruntsūdeņos notiekošo procesu ietekmē.

Ņemot vērā, cik aktīvs metāls ir normālā stāvoklī, tas tiek uzglabāts laboratorijās, piemēram, sārmainās. Tumšā stikla traukā, ar cieši noslēgtu vāku un zem petrolejas vai parafīna slāņa.

Kvalitatīva reakcija uz kalcija jonu ir liesmas krāsa skaistā, piesātinātā ķieģeļsarkanā krāsā. Savienojumu sastāvā metālu var identificēt arī pēc dažu tā sāļu nešķīstošām nogulsnēm (kalcija karbonāts, fluorīds, sulfāts, fosfāts, silikāts, sulfīts).

metāla savienojumi

Metālu savienojumu veidi ir šādi:

oksīds;
hidroksīds;
kalcija sāļi (vidēji, skābi, bāziski, dubulti, kompleksi).

Kalcija oksīdu, kas pazīstams kā CaO, izmanto, lai izveidotu būvmateriālu (kaļķi). Nodzēšot oksīdu ar ūdeni, jūs iegūstat atbilstošo hidroksīdu, kam piemīt sārma īpašības.

Tieši dažādiem kalcija sāļiem, ko izmanto dažādās tautsaimniecības nozarēs, ir liela praktiska nozīme. Kādi sāļi pastāv, mēs jau minējām iepriekš. Sniegsim šo savienojumu veidu piemērus.

Vidējie sāļi - CaCO 3 karbonāts, Ca 3 fosfāts (PO 4) 2 un citi.
Skābs - hidrosulfāts CaHSO 4.
Galvenie ir bikarbonāts (CaOH) 3 PO 4.
Komplekss - Cl 2.
Dubults — 5Ca (NO 3) 2 * NH 4 NO 3 * 10H 2 O.

Šīs klases savienojumu veidā kalcijs ir svarīgs bioloģiskajām sistēmām, jo sāļi ir organisma jonu avots.

Bioloģiskā loma

Kāpēc kalcijs ir svarīgs cilvēka ķermenim? Ir vairāki iemesli.

Tieši šī elementa joni ir daļa no starpšūnu vielas un audu šķidruma, kas piedalās ierosmes mehānismu regulēšanā, hormonu un neirotransmiteru ražošanā.
Kalcijs uzkrājas kaulos, zobu emaljā apmēram 2,5% no kopējā ķermeņa svara. Tas ir diezgan daudz, un tam ir svarīga loma šo konstrukciju stiprināšanā, to izturības un stabilitātes saglabāšanā. Ķermeņa augšana bez tā nav iespējama.
Asins recēšana ir atkarīga arī no attiecīgajiem joniem.
Tā ir daļa no sirds muskuļa, piedalās tā ierosināšanā un kontrakcijā.
Tas ir eksocitozes un citu intracelulāro izmaiņu procesu dalībnieks.

Ja patērētā kalcija daudzums nav pietiekams, attīstās tādas slimības kā:

rahīts;
osteoporoze;
asins slimības.

Dienas norma pieaugušajam ir 1000 mg, bet bērniem no 9 gadu vecuma - 1300 mg. Lai novērstu šī elementa pārpilnību organismā, norādīto devu nedrīkst pārsniegt. Pretējā gadījumā var attīstīties zarnu slimības.

Visām pārējām dzīvajām būtnēm kalcijs ir ne mazāk svarīgs. Piemēram, lai gan daudziem nav skeleta, tomēr ārējie līdzekļi to stiprināšanai ir arī šī metāla veidojumi. Starp viņiem:

vēžveidīgie;
mīdijas un austeres;
sūkļi;
koraļļu polipi.

Viņi visi nes mugurā vai principā dzīves procesā veido kaut kādu ārēju skeletu, kas pasargā no ārējām ietekmēm un plēsējiem. Tās galvenā sastāvdaļa ir kalcija sāļi.

Mugurkaulniekiem, tāpat kā cilvēkiem, šie joni ir nepieciešami normālai augšanai un attīstībai, un tie jāsaņem ar pārtiku.

Ir daudz iespēju, ar kurām ir iespējams kompensēt organismā trūkstošo elementa normu. Pats labākais, protams, dabiskās metodes – produkti, kas satur vēlamo atomu. Taču, ja kāda iemesla dēļ tas ir nepietiekami vai neiespējami, arī medicīniskais ceļš ir pieņemams.

Tātad, kalciju saturošu pārtikas produktu saraksts ir apmēram šāds:

piena un rūgušpiena produkti;
zivs;
apstādījumi;
graudaugi (griķi, rīsi, pilngraudu miltu konditorejas izstrādājumi);
daži citrusaugļi (apelsīni, mandarīni);
pākšaugi;
visi rieksti (īpaši mandeles un valrieksti).

Ja jums ir alerģija pret dažiem produktiem vai nevarat tos lietot citu iemeslu dēļ, kalciju saturoši preparāti palīdzēs atjaunot vēlamā elementa līmeni organismā.

Tie visi ir šī metāla sāļi, kuriem piemīt spēja viegli uzsūkties organismā, ātri uzsūcas asinīs un zarnās. Starp tiem populārākie un lietotākie ir šādi.

Kalcija hlorīds - šķīdums injekcijām vai iekšķīgai lietošanai pieaugušajiem un bērniem. Tas atšķiras ar sāls koncentrāciju sastāvā, tiek izmantots "karstajām injekcijām", jo injicējot rada tieši tādu sajūtu. Ir veidlapas ar augļu sulu, lai atvieglotu norīšanu.
Pieejams kā tabletes (0,25 vai 0,5 g) un šķīdumi intravenozai injekcijai. Bieži vien tablešu veidā satur dažādas augļu piedevas.
Kalcija laktāts - pieejams tabletēs pa 0,5 g.

Sākums / Lekcijas 1.kurss / Vispārīgā un organiskā ķīmija / 23. jautājums. Kalcijs / 2. Fizikālās un ķīmiskās īpašības

fizikālās īpašības. Kalcijs ir sudrabaini balts kaļams metāls, kas kūst 850°C temperatūrā. C un vārās 1482 grādos. C. Tas ir daudz cietāks par sārmu metāliem.

Ķīmiskās īpašības. Kalcijs ir aktīvs metāls. Tātad normālos apstākļos tas viegli mijiedarbojas ar atmosfēras skābekli un halogēniem:

2 Ca + O2 \u003d 2 CaO (kalcija oksīds);

Ca + Br2 = CaBr2 (kalcija bromīds).

Ar ūdeņradi, slāpekli, sēru, fosforu, oglekli un citiem nemetāliem kalcijs karsējot reaģē:

Ca + H2 = CaH2 (kalcija hidrīds);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (kalcija nitrīds);

Ca + S = CaS (kalcija sulfīds);

3 Ca + 2 P = Ca3P2 (kalcija fosfīds);

Ca + 2 C \u003d CaC2 (kalcija karbīds).

Kalcijs lēnām mijiedarbojas ar aukstu ūdeni un ļoti enerģiski mijiedarbojas ar karstu ūdeni:

Ca + 2 H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2.

Kalcijs var atņemt skābekli vai halogēnus no mazāk aktīvo metālu oksīdiem un halogenīdiem, t.i., tam piemīt reducējošas īpašības:

5 Ca + Nb2O5 = CaO + 2 Nb;

1. Atrodoties dabā
3. Kvīts
4. Pieteikums

www.medkurs.ru

Kalcijs | ceļvedis Pesticides.ru

Daudziem cilvēkiem zināšanas par kalciju aprobežojas ar to, ka šis elements ir nepieciešams veseliem kauliem un zobiem. Kur vēl tas ir ietverts, kāpēc tas vajadzīgs un cik vajadzīgs, ne visiem ir priekšstats. Tomēr kalcijs ir atrodams daudzos mums pazīstamos savienojumos, gan dabīgos, gan cilvēka radītos. Krīts un kaļķi, alu stalaktīti un stalagmīti, senas fosilijas un cements, ģipsis un alabastrs, piena produkti un pretosteoporozes līdzekļi – tas viss un vēl vairāk satur daudz kalcija.

Šo elementu 1808. gadā pirmo reizi ieguva G. Davy, un sākumā tas netika īpaši aktīvi izmantots. Neskatoties uz to, šobrīd šis metāls pēc ražošanas ir piektais pasaulē, un nepieciešamība pēc tā pieaug ar katru gadu. Galvenā kalcija izmantošanas joma ir būvmateriālu un maisījumu ražošana. Tomēr tas ir nepieciešams ne tikai māju, bet arī dzīvo šūnu celtniecībai. Kalcijs cilvēka organismā ir daļa no skeleta, padara iespējamas muskuļu kontrakcijas, nodrošina asins recēšanu, regulē vairāku gremošanas enzīmu darbību un veic citas diezgan daudzas funkcijas. Tas ir ne mazāk svarīgi citiem dzīviem objektiem: dzīvniekiem, augiem, sēnītēm un pat baktērijām. Tajā pašā laikā kalcija nepieciešamība ir diezgan augsta, kas ļauj to klasificēt kā makroelementu.

Kalcijs (kalcijs), Ca ir Mendeļejeva periodiskās sistēmas II grupas galvenās apakšgrupas ķīmiskais elements. Atomskaitlis - 20. Atommasa - 40,08.

Kalcijs ir sārmzemju metāls. Brīvā stāvoklī kaļams, diezgan ciets, balts. Blīvums attiecas uz vieglajiem metāliem.

Blīvums - 1,54 g / cm3,
Kušanas temperatūra - +842 ° C,
Vārīšanās temperatūra - +1495 ° C.

Kalcijam ir izteiktas metāliskas īpašības. Visos savienojumos oksidācijas pakāpe ir +2.

Gaisā tas ir pārklāts ar oksīda slāni, karsējot, tas deg ar sarkanīgu, spilgtu liesmu. Tas lēni reaģē ar aukstu ūdeni un ātri izspiež ūdeņradi no karstā ūdens un veido hidroksīdu. Reaģējot ar ūdeņradi, veidojas hidrīdi. Istabas temperatūrā tas reaģē ar slāpekli, veidojot nitrīdus. Tas arī viegli savienojas ar halogēniem un sēru, karsējot atjauno metālu oksīdus.

Kalcijs ir viens no visbiežāk sastopamajiem elementiem dabā. Zemes garozā tā saturs ir 3% no svara. Tas notiek krīta, kaļķakmens, marmora (dabiska kalcija karbonāta CaCO3 šķirne) nogulšņu veidā. Lielos daudzumos ir ģipša (CaSO4 x 2h3O), fosforīta (Ca3 (PO4) 2) un dažādu kalciju saturošu silikātu nogulsnes.

Ūdens

. Kalcija sāļi gandrīz vienmēr atrodas dabiskajā ūdenī. No tiem tikai ģipsis tajā nedaudz šķīst. Ar oglekļa dioksīda saturu ūdenī kalcija karbonāts nonāk šķīdumā bikarbonāta Ca(HCO3)2 formā.

ciets ūdens

. Dabīgo ūdeni ar lielu daudzumu kalcija vai magnija sāļu sauc par cietu.

mīksts ūdens

. Ar zemu šo sāļu saturu vai to neesamību ūdeni sauc par mīkstu.

Augsnes

. Parasti augsnes ir pietiekami nodrošinātas ar kalciju. Un, tā kā kalcijs lielākā masā ir augu veģetatīvā daļā, tā izvadīšana ar ražu ir niecīga.

Kalcija zudumi no augsnes rodas tā izskalošanās rezultātā ar nokrišņiem. Šis process ir atkarīgs no augsnes granulometriskā sastāva, nokrišņu daudzuma, augu sugām, kaļķu un minerālmēslu formām un devām. Atkarībā no šiem faktoriem kalcija zudumi no aramslāņa ir no vairākiem desmitiem līdz 200–400 kg/ha vai vairāk.

Kalcija saturs dažādos augsnes veidos

Podzoliskās augsnes satur 0,73% (no augsnes sausnas) kalcija.

Pelēks mežs - 0,90% kalcija.

Černozems - 1,44% kalcija.

Serozems - 6,04% kalcija.

Augā kalcijs ir fosfātu, sulfātu, karbonātu veidā, pektīna un skābeņskābes sāļu veidā. Gandrīz 65% no augos esošā kalcija var iegūt ar ūdeni. Pārējo apstrādā ar vāju etiķskābi un sālsskābi. Lielākā daļa kalcija atrodas novecojošās šūnās.

Kalcija deficīta simptomi:
kultūra	deficīta simptomi
Vispārēji simptomi	Apikālā pumpura balināšana; Jaunu lapu balināšana; Lapu gali ir noliekti uz leju; Lapu malas saritinās;
Kartupeļi	Augšējās lapas slikti zied; Nomirst stublāja augšanas punkts; Lapu malās ir gaiša svītra, vēlāk tā kļūst tumšāka; Lapu malas ir savītas uz augšu;
Kāposti baltie un ziedkāposti	Uz jaunu augu lapām hlorotiski plankumi (marmorējums) vai baltas svītras gar malām; Vecākiem augiem lapas saritinās un parādās apdegumi; Izaugsmes punkts mirst
	Lapu gala daivas mirst Ziedi nokrīt; Augļa virsotnē parādās tumšs plankums, kas palielinās auglim augot (tomātu virsotnes puve)
	Apikālie pumpuri mirst; Jauno lapu malas ir aptītas, saplēstas, pēc tam nomirst; Dzinumu augšējās daļas nomirst; Sakņu galu bojājumi; Augļa mīkstumā - brūni plankumi (rūgta kauliņa); Pasliktinās augļu garša; Samazināta augļu tirgojamība

Kalcija funkcijas

Šī elementa ietekme uz augiem ir daudzpusēja un, kā likums, pozitīva. Kalcijs:

Uzlabo vielmaiņu;
Spēlē svarīgu lomu ogļhidrātu kustībā;
Ietekmē slāpekli saturošu vielu metamorfozes;
Paātrina sēklu rezerves proteīnu patēriņu dīgšanas laikā;
Spēlē lomu fotosintēzes procesā;
spēcīgs citu katjonu antagonists, novērš to pārmērīgu iekļūšanu augu audos;
Tas ietekmē protoplazmas fizikāli ķīmiskās īpašības (viskozitāti, caurlaidību utt.) un līdz ar to arī normālu bioķīmisko procesu norisi augā;
Kalcija savienojumi ar pektīnu salīmē atsevišķu šūnu sienas;
Ietekmē enzīmu darbību.

Jāņem vērā, ka kalcija savienojumu (kaļķu) ietekme uz enzīmu aktivitāti izpaužas ne tikai tiešā iedarbībā, bet arī pateicoties augsnes fizikāli ķīmisko īpašību un tās uztura režīma uzlabošanai. Turklāt augsnes kaļķošana būtiski ietekmē vitamīnu biosintēzes procesus.

Kalcija trūkums (deficīts) augos

Kalcija trūkums galvenokārt ietekmē sakņu sistēmas attīstību. Sakņu matiņu veidošanās uz saknēm apstājas. Saknes ārējās šūnas tiek iznīcinātas.

Šis simptoms izpaužas gan ar kalcija trūkumu, gan ar barības vielu šķīduma nelīdzsvarotību, tas ir, monovalento nātrija, kālija un ūdeņraža katjonu pārsvaru tajā.

Turklāt nitrātu slāpekļa klātbūtne augsnes šķīdumā uzlabo kalcija plūsmu augu audos, bet amonjaks to samazina.

Kalcija bada pazīmes ir gaidāmas, ja kalcija saturs ir mazāks par 20% no augsnes katjonu apmaiņas kapacitātes.

Simptomi. Vizuāli kalcija deficītu nosaka šādas pazīmes:

Pie augu saknēm tiek novēroti bojāti brūni galiņi;
Augšanas punkts ir deformēts un nomirst;
Ziedi, olnīcas un pumpuri nokrīt;
Augļi ir bojāti ar nekrozi;
Lapas ir hlorotiskas;
Apikālais pumpurs nomirst, un stumbra augšana apstājas.

Kāposti, lucerna, āboliņš ir ļoti jutīgi pret kalcija klātbūtni. Konstatēts, ka šiem pašiem augiem ir raksturīga arī paaugstināta jutība pret augsnes skābumu.

Saindēšanās ar minerālu kalciju izraisa interveinālo hlorozi ar bālganiem nekrotiskiem plankumiem. Tie var būt krāsaini vai ar koncentriskiem gredzeniem, kas piepildīti ar ūdeni. Daži augi reaģē uz lieko kalciju, audzējot lapu rozetes, nomirstot dzinumus un krītot lapām. Simptomi pēc izskata ir līdzīgi dzelzs un magnija trūkumam.

Kalcija papildināšanas avots augsnē ir kaļķu mēslojums. Tie ir sadalīti trīs grupās:

Cietie kaļķaini ieži;
Mīkstie kaļķaini ieži;
Rūpnieciskie atkritumi ar augstu kaļķa saturu.

Cietos kaļķakmens iežus pēc CaO un MgO satura iedala:

kaļķakmeņi (55–56% CaO un līdz 0,9% MgO);
dolomīta kaļķakmeņi (42–55% CaO un līdz 9% MgO);
dolomīti (32–30% CaO un 18–20% MgO).

Kaļķakmeņi

- pamata kaļķu mēslojums. Satur 75–100% Ca un Mg oksīdu CaCO3 izteiksmē.

Dolomitizēts kaļķakmens

. Satur 79-100% aktīvās sastāvdaļas (a.i.) CaCO3 izteiksmē. Ieteicams augsekās ar kartupeļiem, pākšaugiem, liniem, sakņu kultūrām, kā arī uz stipri podzolētām augsnēm.

Marl

. Satur līdz 25–15% CaCO3 un piemaisījumus māla veidā ar smiltīm līdz 20–40%. Darbojas lēni. Ieteicams lietot vieglās augsnēs.

krīts

. Satur 90–100% CaCO3. Darbība ir ātrāka nekā kaļķakmens. Tas ir vērtīgs kaļķu mēslojums smalki samaltā veidā.

dedzināts kaļķis

(CaO). CaCO3 saturs pārsniedz 70%. To raksturo kā spēcīgu un ātri iedarbīgu kaļķošanas materiālu.

Dzēstie kaļķi

(Ca(OH)2). CaCO3 saturs ir 35% vai vairāk. Tas ir arī spēcīgs un ātri iedarbīgs kaļķu mēslojums.

Dolomīta milti

. CaCO3 un MgCO3 saturs ir aptuveni 100%. Darbībā lēnāks nekā kaļķaini tufi. Parasti izmanto vietās, kur nepieciešams magnijs.

kaļķaini tufi

. CaCO3 saturs ir 15–96%, piemaisījumi līdz 25% mālu un smilšu, 0,1% P2O5. Darbība ir ātrāka nekā kaļķakmens.

Defekācijas dubļi (defekācija)

. Sastāv no CaCO3 un Ca(OH)2. Kaļķu saturs uz CaO ir līdz 40%. Ir arī slāpeklis - 0,5% un P2O5 - 1-2%. Tie ir cukurbiešu fabriku atkritumi. Ieteicams lietot ne tikai augsnes skābuma samazināšanai, bet arī biešu audzēšanas vietās uz melnzemju augsnēm.

Slānekļa pelnu cikloni

. Sauss pulverizēts materiāls. Aktīvās vielas saturs ir 60-70%. Attiecas uz rūpnieciskajiem atkritumiem.

Putekļi no krāsnīm un cementa rūpnīcām

. CaCO3 saturam jābūt lielākam par 60%. Praksē to izmanto fermās, kas atrodas cementa rūpnīcu tiešā tuvumā.

Metalurģijas izdedži

. Izmanto Urālu un Sibīrijas reģionos. Nehigroskopisks, viegli izsmidzināms. Jāsatur vismaz 80% CaCO3, mitruma saturam jābūt ne vairāk kā 2%. Svarīgs ir granulometriskais sastāvs: 70% - mazāks par 0,25 mm, 90% - mazāks par 0,5 mm.

organiskie mēslošanas līdzekļi. Ca saturs CaCO3 izteiksmē ir 0,32–0,40%.

Fosfāta milti. Kalcija saturs ir 22% CaCO3.

Kaļķu mēslojumu izmanto ne tikai augsnes un augu nodrošināšanai ar kalciju. Galvenais to izmantošanas mērķis ir augsnes kaļķošana. Šī ir ķīmiskās reģenerācijas metode. Tā mērķis ir neitralizēt augsnes lieko skābumu, uzlabot tās agrofizikālās, agroķīmiskās un bioloģiskās īpašības, apgādāt augus ar magniju un kalciju, mobilizēt un imobilizēt makroelementus un mikroelementus, radot optimālus ūdens fizikālos, fizikālos un gaisa apstākļus kultivēto augu dzīvei.

Augsnes kaļķošanas efektivitāte

Vienlaikus ar augu vajadzību pēc kalcija kā minerālbarības elementa, kaļķošana izraisa vairākas pozitīvas izmaiņas augsnēs.

Kaļķošanas ietekme uz dažu augšņu īpašībām

Kalcijs veicina augsnes koloīdu koagulāciju un novērš to izskalošanos. Tas atvieglo augsnes apstrādi un uzlabo aerāciju.

Kaļķošanas rezultātā:

smilšainas humusa augsnes palielina to ūdens uzsūkšanas spēju;
uz smagām māla augsnēm veidojas augsnes agregāti un duļķi, kas uzlabo ūdens caurlaidību.

Jo īpaši organiskās skābes tiek neitralizētas un H-joni tiek izspiesti no absorbējošā kompleksa. Tas noved pie apmaiņas novēršanas un augsnes hidrolītiskā skābuma samazināšanās. Tajā pašā laikā uzlabojas augsnes absorbējošā kompleksa katjonu sastāvs, kas rodas, ūdeņraža un alumīnija jonu pārejai uz kalcija un magnija katjoniem. Tas palielina augsnes piesātinājuma pakāpi ar bāzēm un palielina uzņemšanas spēju.

Kaļķošanas ietekme uz augu piegādi ar slāpekli

Pēc kaļķošanas augsnes un tās struktūras pozitīvās agroķīmiskās īpašības var saglabāties vairākus gadus. Tas veicina labvēlīgu apstākļu radīšanu labvēlīgo mikrobioloģisko procesu uzlabošanai, lai mobilizētu barības vielas. Tiek pastiprināta augsnē brīvi dzīvojošo amonifikatoru, nitrifikatoru, slāpekli fiksējošo baktēriju darbība.

Kaļķošana palīdz palielināt mezgliņu baktēriju vairošanos un uzlabot saimniekauga apgādi ar slāpekli. Ir konstatēts, ka baktēriju mēslojums zaudē savu efektivitāti skābās augsnēs.

Kaļķošanas ietekme uz augu piegādi ar pelnu elementiem

Kaļķošana veicina pelnu elementu piegādi augam, jo tiek pastiprināta baktēriju darbība, kas sadala augsnē esošos organiskos fosfora savienojumus un veicina dzelzs un alumīnija fosfātu pāreju augiem pieejamajos kalcija fosfāta sāļos. Skābo augšņu kaļķošana pastiprina mikrobioloģiskos un bioķīmiskos procesus, kas savukārt palielina nitrātu, kā arī asimilējamo fosfora un kālija formu daudzumu.

Kaļķošanas ietekme uz makroelementu un mikroelementu formām un pieejamību

Kaļķošana palielina kalcija daudzumu, bet, lietojot dolomīta miltus, - magnija. Tajā pašā laikā mangāna un alumīnija toksiskās formas kļūst nešķīstošas un pāriet nogulsnētā veidā. Tādu elementu kā dzelzs, vara, cinka, mangāna pieejamība samazinās. Slāpeklis, sērs, kālijs, kalcijs, magnijs, fosfors un molibdēns kļūst arvien pieejamāki.

Kaļķošanas ietekme uz fizioloģiski skābo mēslošanas līdzekļu darbību

Kaļķošana palielina fizioloģiski skābo minerālmēslu, īpaši amonjaka un potaša, efektivitāti.

Fizioloģiski skābo mēslošanas līdzekļu pozitīvā ietekme bez kaļķa izzūd un laika gaitā var pārvērsties par negatīvu. Tātad mēslotajās vietās raža ir pat mazāka nekā neapaugļotajās. Kaļķošanas kombinācija ar mēslošanas līdzekļu izmantošanu palielina to efektivitāti par 25–50%.

Kaļķošana aktivizē fermentatīvos procesus augsnē, kas netieši spriež par tās auglību.

Sastādīja: Grigorovskaja P.I.

Lapa pievienota: 05.12.13 00:40

Pēdējā atjaunināšana: 22.05.14. 16:25

Literārie avoti:

Glinka N.L. Vispārējā ķīmija. Mācību grāmata augstskolām. Izdevējs: L: Ķīmija, 1985, 731. lpp

Minejevs V.G. Agroķīmija: Mācību grāmata. - 2. izdevums, pārstrādāts un papildināts. - M .: Izdevniecība MGU, Izdevniecība KolosS, 2004. - 720 lpp., L. slim.: slim. – (Klasiskā universitātes mācību grāmata).

Petrovs B.A., Seliverstovs N.F. Augu minerālais uzturs. Rokasgrāmata studentiem un dārzniekiem. Jekaterinburga, 1998. 79 lpp.

Enciklopēdija bērniem. Sējums 17. Ķīmija. / Galva. ed. V.A. Volodins. - M.: Avanta +, 2000. - 640 lpp., ill.

Jagodins B.A., Žukovs Ju.P., Kobzarenko V.I. Agroķīmija / Rediģēja B.A. Yagodina.- M.: Kolos, 2002. - 584 lpp.: dūņas (Mācību grāmatas un mācību līdzekļi augstskolu studentiem).

Attēli (pārstrādāti):

20 Ca Kalcijs, saskaņā ar licenci CC BY

Kalcija deficīts kviešos, CIMMYT, licencēts saskaņā ar CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Kalcijs un tā loma cilvēcei - Ķīmija

Kalcijs un tā loma cilvēcei

Ievads

Atrodoties dabā

Kvīts

Fizikālās īpašības

Ķīmiskās īpašības

Kalcija savienojumu izmantošana

Bioloģiskā loma

Secinājums

Bibliogrāfija

Ievads

Kalcijs ir otrās grupas, D. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskās sistēmas ceturtā perioda galvenās apakšgrupas elements ar atomskaitli 20. To apzīmē ar simbolu Ca (lat. Kalcijs). Vienkāršā viela kalcijs (CAS numurs: 7440-70-2) ir mīksts, reaģējošs, sudrabaini balts sārmzemju metāls.

Neskatoties uz elementa #20 visuresamību, pat ķīmiķi nav redzējuši elementāro kalciju. Bet šis metāls gan ārēji, gan uzvedībā pilnīgi atšķiras no sārmu metāliem, kuru saskare ir saistīta ar ugunsgrēkiem un apdegumiem. Droši var uzglabāt gaisā, tas neaizdegas no ūdens. Elementārā kalcija mehāniskās īpašības nepadara to par "melno aitu" metālu saimē: kalcijs pārspēj daudzus no tiem stiprības un cietības ziņā; to var virpot uz virpas, ievilkt stieplē, kalt, presēt.

Un tomēr elementārais kalcijs gandrīz nekad netiek izmantots kā strukturāls materiāls. Viņš tam ir pārāk aktīvs. Kalcijs viegli reaģē ar skābekli, sēru, halogēniem. Pat ar slāpekli un ūdeņradi noteiktos apstākļos tas reaģē. Oglekļa oksīdu vide, kas ir inerta lielākajai daļai metālu, ir agresīva pret kalciju. Tas deg CO un CO2 atmosfērā.

Vārda vēsture un izcelsme

Elementa nosaukums cēlies no lat. calx (ģenitīvā calcis) -- "kaļķis", "mīkstais akmens". To ierosināja angļu ķīmiķis Hamfrijs Deivijs, kurš 1808. gadā izolēja metālu kalciju ar elektrolītisku metodi. Deivijs elektrolizēja mitru dzēstu kaļķu maisījumu ar dzīvsudraba oksīdu HgO uz platīna plāksnes, kas bija anods. Kā katods kalpoja platīna stieple, kas iegremdēta šķidrā dzīvsudrabā. Elektrolīzes rezultātā tika iegūta kalcija amalgama. Izdzījis no tā dzīvsudrabu, Deivijs saņēma metālu, ko sauca par kalciju.

Kalcija savienojumi – kaļķakmens, marmors, ģipsis (kā arī kaļķi – kaļķakmens degšanas produkts) celtniecībā izmantoti jau pirms vairākiem gadu tūkstošiem. Līdz 18. gadsimta beigām ķīmiķi kaļķi uzskatīja par vienkāršu ķermeni. 1789. gadā A. Lavuazjē ierosināja, ka kaļķi, magnēzijs, barīts, alumīnija oksīds un silīcija dioksīds ir sarežģītas vielas.

Atrodoties dabā

Augstās ķīmiskās aktivitātes dēļ kalcijs brīvā veidā dabā nav atrodams.

Kalcijs veido 3,38% no zemes garozas masas (5. vieta pēc pārpilnības aiz skābekļa, silīcija, alumīnija un dzelzs).

Izotopi. Kalcijs dabā sastopams sešu izotopu maisījuma veidā: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca un 48Ca, starp kuriem visizplatītākais - 40Ca - ir 96,97%.

No sešiem dabā sastopamajiem kalcija izotopiem pieci ir stabili. Sestais 48Ca izotops, smagākais no sešiem un ļoti reti sastopams (tā izotopu daudzums ir tikai 0,187%), nesen tika atklāts, ka tajā notiek dubulta beta sabrukšana ar pussabrukšanas periodu 5,3 × 1019 gadi.

akmeņos un minerālos. Lielāko daļu kalcija satur dažādu iežu (granītu, gneisu u.c.) silikātu un aluminosilikātu sastāvā, īpaši laukšpatā - anortītā Ca.

Nogulumiežu veidā kalcija savienojumus attēlo krīts un kaļķakmens, kas galvenokārt sastāv no minerāla kalcīta (CaCO3). Kalcīta kristāliskā forma, marmors, dabā ir daudz retāk sastopama.

Diezgan plaši izplatīti ir tādi kalcija minerāli kā kalcīts CaCO3, anhidrīts CaSO4, alabastrs CaSO4 0,5h3O un ģipsis CaSO4 2h3O, fluorīts CaF2, apatīti Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomīts MgCO3 CaCO3. Kalcija un magnija sāļu klātbūtne dabīgajā ūdenī nosaka tā cietību.

Kalcijs, kas enerģiski migrē zemes garozā un uzkrājas dažādās ģeoķīmiskajās sistēmās, veido 385 minerālus (ceturto pēc minerālu skaita).

Migrācija zemes garozā. Kalcija dabiskajā migrācijā nozīmīgu lomu spēlē “karbonāta līdzsvars”, kas saistīts ar kalcija karbonāta mijiedarbības ar ūdeni un oglekļa dioksīdu atgriezenisku reakciju, veidojot šķīstošu bikarbonātu:

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

(līdzsvars nobīdās pa kreisi vai pa labi atkarībā no oglekļa dioksīda koncentrācijas).

biogēnā migrācija. Biosfērā kalcija savienojumi ir atrodami gandrīz visos dzīvnieku un augu audos (skatīt arī zemāk). Ievērojams kalcija daudzums ir dzīvo organismu sastāvdaļa. Tātad hidroksilapatīts Ca5 (PO4) 3OH vai, citādā veidā, 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH) 2 ir mugurkaulnieku, tostarp cilvēku, kaulu audu pamats; čaumalas un daudzu bezmugurkaulnieku čaumalas, olu čaumalas u.c.sastāv no kalcija karbonāta CaCO3.Cilvēku un dzīvnieku dzīvajos audos 1,4-2% Ca (pēc masas daļas); cilvēka organismā, kas sver 70 kg, kalcija saturs ir aptuveni 1,7 kg (galvenokārt kaulu audu starpšūnu vielas sastāvā).

Kvīts

Brīvo metālisko kalciju iegūst, elektrolīzē no kausējuma, kas sastāv no CaCl2 (75-80%) un KCl, vai no CaCl2 un CaF2, kā arī aluminotermiski reducējot CaO 1170-1200 °C:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Fizikālās īpašības

Kalcija metāls pastāv divās allotropās modifikācijās. Līdz 443 °C, stabils?-Ca ar kubiskā seju centrētu režģi (parametrs a = 0,558 nm), virs stabila?-Ca ar kubisku ķermeni centrētu režģi, kura tips ir?-Fe (parametrs a = 0,448 nm) . Standarta entalpija?H0 pāreja? > ? ir 0,93 kJ/mol.

Ķīmiskās īpašības

Kalcijs ir tipisks sārmzemju metāls. Kalcija ķīmiskā aktivitāte ir augsta, bet zemāka nekā visiem citiem sārmzemju metāliem. Tas viegli reaģē ar skābekli, oglekļa dioksīdu un mitrumu gaisā, tāpēc kalcija metāla virsma parasti ir blāvi pelēka, tāpēc kalcijs parasti tiek uzglabāts laboratorijā, tāpat kā citi sārmzemju metāli, cieši noslēgtā burkā zem slāņa. petrolejas vai šķidrā parafīna.

Standarta potenciālu sērijā kalcijs atrodas pa kreisi no ūdeņraža. Ca2+/Ca0 pāra standarta elektrodu potenciāls ir?2,84 V, lai kalcijs aktīvi reaģētu ar ūdeni, bet bez aizdegšanās:

Ca + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2 ^ + Q.

Ar aktīviem nemetāliem (skābekli, hloru, bromu) kalcijs reaģē normālos apstākļos:

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

Karsējot gaisā vai skābeklī, kalcijs aizdegas. Ar mazāk aktīviem nemetāliem (ūdeņradi, boru, oglekli, silīciju, slāpekli, fosforu un citiem) kalcijs karsējot mijiedarbojas, piemēram:

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

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

3Ca + 2P = Ca3P2 (

kalcija fosfīds), ir zināmi arī CaP un CaP5 sastāvu kalcija fosfīdi;

2Ca + Si = Ca2Si

(kalcija silicīds), ir zināmi arī kalcija silicīdi ar sastāvu CaSi, Ca3Si4 un CaSi2.

Iepriekš minēto reakciju gaitu, kā likums, pavada liela siltuma daudzuma izdalīšanās (tas ir, šīs reakcijas ir eksotermiskas). Visos savienojumos ar nemetāliem kalcija oksidācijas pakāpe ir +2. Lielāko daļu kalcija savienojumu ar nemetāliem viegli sadala ūdens, piemēram:

CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2 ^,

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

Ca2+ jons ir bezkrāsains. Kad liesmai pievieno šķīstošos kalcija sāļus, liesma kļūst ķieģeļu sarkana.

Kalcija sāļi, piemēram, CaCl2 hlorīds, CaBr2 bromīds, CaI2 jodīds un Ca(NO3)2 nitrāts, labi šķīst ūdenī. CaF2 fluorīds, CaCO3 karbonāts, CaSO4 sulfāts, Ca3(PO4)2 ortofosfāts, CaC2O4 oksalāts un daži citi nešķīst ūdenī.

Liela nozīme ir tam, ka atšķirībā no kalcija karbonāta CaCO3 skābais kalcija karbonāts (hidrokarbonāts) Ca(HCO3)2 šķīst ūdenī. Dabā tas noved pie šādiem procesiem. Kad auksts lietus vai upes ūdens, kas piesātināts ar oglekļa dioksīdu, nokļūst pazemē un nokrīt uz kaļķakmeņiem, tiek novērota to izšķīšana:

CaCO3 + CO2 + H2O \u003d Ca (HCO3) 2.

Tajās pašās vietās, kur ūdens, kas piesātināts ar kalcija bikarbonātu, nonāk uz zemes virsmas un tiek uzkarsēts ar saules stariem, notiek apgrieztā reakcija:

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

Tātad dabā notiek lielu vielu masu pārnešana. Rezultātā pazemē var veidoties milzīgas spraugas, un alās veidojas skaistas akmens "lāstekas" - stalaktīti un stalagmīti.

Izšķīdušā kalcija bikarbonāta klātbūtne ūdenī lielā mērā nosaka ūdens pagaidu cietību. To sauc par pagaidu, jo, ūdenim vārot, bikarbonāts sadalās un CaCO3 nogulsnējas. Šī parādība, piemēram, noved pie tā, ka laika gaitā tējkannā veidojas katlakmens.

Metāla kalcija pielietojumi

Kalcija metālu galvenokārt izmanto kā reducētāju metālu, īpaši niķeļa, vara un nerūsējošā tērauda ražošanā. Kalciju un tā hidrīdu izmanto arī grūti atgūstamu metālu, piemēram, hroma, torija un urāna, iegūšanai. Kalcija sakausējumi ar svinu tiek izmantoti akumulatoros un gultņu sakausējumos. Kalcija granulas izmanto arī gaisa pēdu noņemšanai no elektrovakuuma ierīcēm.

Metaltermija

Tīru metālisku kalciju plaši izmanto metalotermijā, lai iegūtu retus metālus.

Leģēšana

Svina leģēšanai izmanto tīru kalciju, ko izmanto akumulatoru plākšņu ražošanai, bezapkopes startera svina-skābes akumulatoriem ar zemu pašizlādi. Arī metāliskais kalcijs tiek izmantots augstas kvalitātes kalcija babbits BKA ražošanai.

Kodolsintēze

48Ca izotops ir visefektīvākais un visplašāk izmantotais materiāls supersmago elementu ražošanai un jaunu elementu atklāšanai periodiskajā tabulā. Piemēram, 48Ca jonu izmantošanas gadījumā supersmago elementu ražošanai paātrinātājos, šo elementu kodoli veidojas simtiem un tūkstošiem reižu efektīvāk, nekā izmantojot citus "lādiņus" (jonus).

Kalcija savienojumu izmantošana

kalcija hidrīds. Karsējot kalciju ūdeņraža atmosfērā, tiek iegūts Cah3 (kalcija hidrīds), ko izmanto metalurģijā (metallotermijā) un ūdeņraža ražošanā uz lauka.

Optiskie un lāzera materiāli.Kalcija fluorīds (fluorīts) tiek izmantots monokristālu veidā optikā (astronomiskie objektīvi, lēcas, prizmas) un kā lāzera materiāls. Kalcija volframāts (šeelīts) monokristālu veidā tiek izmantots lāzertehnoloģijā, kā arī kā scintilators.

kalcija karbīds. Kalcija karbīdu CaC2 plaši izmanto acetilēna iegūšanai un metālu reducēšanai, kā arī kalcija cianamīda ražošanā (karsējot kalcija karbīdu slāpeklī 1200 ° C temperatūrā, reakcija ir eksotermiska, tiek veikta cianamīda krāsnīs).

Ķīmiskie strāvas avoti. Kalcijs, kā arī tā sakausējumi ar alumīniju un magniju tiek izmantoti rezerves termoelektriskajās baterijās kā anods (piemēram, kalcija-hromāta elements). Kalcija hromātu izmanto tādās baterijās kā katods. Šādu akumulatoru iezīme ir ārkārtīgi ilgs glabāšanas laiks (desmitgades) izmantojamā stāvoklī, spēja darboties jebkuros apstākļos (telpa, augsts spiediens), augsta īpatnējā enerģija pēc svara un tilpuma. Trūkums ir īss darbības laiks. Šādas baterijas tiek izmantotas tur, kur nepieciešams uz īsu laiku radīt kolosālu elektroenerģiju (balistiskās raķetes, daži kosmosa kuģi utt.).

Ugunsizturīgi materiāli. Kalcija oksīdu gan brīvā veidā, gan kā daļu no keramikas maisījumiem izmanto ugunsizturīgo materiālu ražošanā.

Zāles. Kalcija savienojumus plaši izmanto kā antihistamīna līdzekli.

Kalcija hlorīds

Kalcija glikonāts

kalcija glicerofosfāts

Turklāt kalcija savienojumus ievada preparātos osteoporozes profilaksei, vitamīnu kompleksos grūtniecēm un gados vecākiem cilvēkiem.

Bioloģiskā loma

Kalcijs ir izplatīts makroelements augos, dzīvniekos un cilvēkos. Cilvēkiem un citiem mugurkaulniekiem lielākā daļa tā atrodas skeletā un zobos fosfātu veidā. Lielākajai daļai bezmugurkaulnieku grupu (sūkļi, koraļļu polipi, mīkstmieši u.c.) skeleti sastāv no dažādām kalcija karbonāta (kaļķa) formām. Kalcija joni ir iesaistīti asins koagulācijas procesos, kā arī pastāvīga asins osmotiskā spiediena uzturēšanā. Kalcija joni kalpo arī kā viens no universālajiem otrajiem vēstnešiem un regulē dažādus intracelulāros procesus – muskuļu kontrakciju, eksocitozi, tai skaitā hormonu un neirotransmiteru sekrēciju u.c. Kalcija koncentrācija cilvēka šūnu citoplazmā ir aptuveni 10–7 mol, starpšūnu šķidrumos apmēram 10 ?3 mol.

Kalcija nepieciešamība ir atkarīga no vecuma. Pieaugušajiem nepieciešamā dienas deva ir no 800 līdz 1000 miligramiem (mg), bet bērniem no 600 līdz 900 mg, kas bērniem ir ļoti svarīgi skeleta intensīvās augšanas dēļ. Lielākā daļa kalcija, kas cilvēka organismā nonāk ar pārtiku, ir piena produktos, atlikušais kalcijs ir gaļā, zivīs un dažos augu produktos (īpaši bagāti ir pākšaugi). Uzsūkšanās notiek gan resnajā, gan tievajās zarnās, un to veicina skāba vide, D vitamīns un C vitamīns, laktoze un nepiesātinātās taukskābes. Svarīga ir arī magnija nozīme kalcija vielmaiņā, kura trūkuma dēļ kalcijs tiek “izskalots” no kauliem un nogulsnējas nierēs (nierakmeņos) un muskuļos.

Kalcija asimilāciju novērš aspirīns, skābeņskābe, estrogēnu atvasinājumi. Savienojumā ar skābeņskābi kalcijs rada ūdenī nešķīstošus savienojumus, kas ir nierakmeņu sastāvdaļas.

Pateicoties lielajam ar kalciju saistīto procesu skaitam, kalcija saturs asinīs tiek precīzi regulēts, un ar pareizu uzturu deficīts nenotiek. Ilgstoša diētas neievērošana var izraisīt krampjus, locītavu sāpes, miegainību, augšanas defektus un aizcietējumus. Dziļāks trūkums izraisa pastāvīgus muskuļu krampjus un osteoporozi. Kalcija deficīta cēlonis var būt kafijas un alkohola ļaunprātīga izmantošana, jo daļa no tā tiek izvadīta ar urīnu.

Pārmērīgas kalcija un D vitamīna devas var izraisīt hiperkalciēmiju, kam seko intensīva kaulu un audu pārkaļķošanās (galvenokārt ietekmējot urīnceļu sistēmu). Ilgstoša pārpalikums traucē muskuļu un nervu audu darbību, palielina asins recēšanu un samazina cinka uzsūkšanos kaulu šūnās. Maksimālā drošā dienas deva pieaugušajam ir 1500 līdz 1800 miligrami.

Produkti Kalcijs, mg/100 g

Sezams 783

Nātre 713

Malvu mežs 505

Plantain Big 412

Gaļinsoga 372

Sardīnes eļļā 330

Budras efeja 289

Suņa mežrozīte 257

Mandeles 252

Plantain lanceolāts. 248

Lazdu rieksts 226

Amaranta sēklas 214

Kreses 214

Žāvētas sojas pupiņas 201

Bērni līdz 3 gadu vecumam - 600 mg.

Bērni vecumā no 4 līdz 10 gadiem - 800 mg.

Bērni vecumā no 10 līdz 13 gadiem - 1000 mg.

Pusaudžiem no 13 līdz 16 gadiem - 1200 mg.

Jaunieši 16 un vecāki - 1000 mg.

Pieaugušie vecumā no 25 līdz 50 gadiem - 800 līdz 1200 mg.

Grūtniecēm un sievietēm, kas baro bērnu ar krūti - 1500 līdz 2000 mg.

Secinājums

Kalcijs ir viens no visbiežāk sastopamajiem elementiem uz zemes. Dabā tā ir ļoti daudz: no kalcija sāļiem veidojas kalnu grēdas un māla ieži, tas ir sastopams jūras un upju ūdeņos, ir daļa no augu un dzīvnieku organismiem.

Kalcijs pastāvīgi ieskauj pilsētniekus: gandrīz visi galvenie būvmateriāli - betons, stikls, ķieģeļi, cements, kaļķi - satur šo elementu ievērojamā daudzumā.

Protams, kam ir šādas ķīmiskās īpašības, kalcijs dabā nav atrodams brīvā stāvoklī. Taču kalcija savienojumi – gan dabiskie, gan mākslīgie – ir kļuvuši ārkārtīgi svarīgi.

Bibliogrāfija

1. Redakciju kolēģija: Knunyants I. L. (galvenais redaktors) Ķīmiskā enciklopēdija: 5 sējumos - Maskava: Padomju enciklopēdija, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 lpp.

2. Doroņins. N. A. Kaltsy, Goshimizdat, 1962. 191 lpp. ar ilustrācijām.

3. Docenko VA. - Terapeitiskā un profilaktiskā barošana. - J. uzturs, 2001 - N1-l.21-25

4. Bilezikian J. P. Kalcija un kaulu metabolisms // In: K. L. Becker, ed.

www.e-ng.ru

zinātnes pasaule

Kalcijs ir ķīmisko elementu periodiskās sistēmas perioda 4. grupas II galvenās apakšgrupas metāla elements. Tas pieder pie sārmzemju metālu saimes. Kalcija atoma ārējā enerģijas līmenī ir 2 pārī savienoti s-elektroni

Ko viņš spēj enerģētiski dot ķīmiskās mijiedarbības laikā. Tādējādi kalcijs ir reducētājs un tā savienojumos oksidācijas pakāpe ir +2. Dabā kalcijs sastopams tikai sāļu veidā. Kalcija masas daļa zemes garozā ir 3,6%. Galvenais dabiskais kalcija minerāls ir kalcīts CaCO3 un tā šķirnes - kaļķakmens, krīts, marmors. Ir arī dzīvi organismi (piemēram, koraļļi), kuru mugurkaulu galvenokārt veido kalcija karbonāts. Svarīgi kalcija minerāli ir arī dolomīts CaCO3 MgCO3, fluorīts CaF2, ģipsis CaSO4 2h3O, apatīts, laukšpats uc Kalcijam ir svarīga loma dzīvo organismu dzīvē. Kalcija masas daļa cilvēka organismā ir 1,4-2%. Tas ir daļa no zobiem, kauliem, citiem audiem un orgāniem, piedalās asins koagulācijas procesā, stimulē sirds darbību. Lai nodrošinātu organismu ar pietiekamu kalcija daudzumu, obligāti jālieto piens un piena produkti, zaļie dārzeņi, zivis.Vienkāršā viela kalcijs ir tipisks sudrabbalts metāls. Tas ir diezgan ciets, plastmasas, tā blīvums ir 1,54 g/cm3 un kušanas temperatūra ir 842? C. Ķīmiski kalcijs ir ļoti aktīvs. Normālos apstākļos tas viegli mijiedarbojas ar skābekli un mitrumu gaisā, tāpēc to uzglabā hermētiski noslēgtos traukos. Karsējot gaisā, kalcijs aizdegas un veido oksīdu: 2Ca + O2 = 2CaO.Karsējot kalcijs reaģē ar hloru un bromu, ar fluoru pat aukstumā. Šo reakciju produkti ir attiecīgie halogenīdi, piemēram: Ca + Cl2 = CaCl2 Karsējot kalciju ar sēru, veidojas kalcija sulfīds: Ca + S = CaS Kalcijs var reaģēt arī ar citiem nemetāliem Mijiedarbība ar ūdeni noved pie slikti šķīstoša kalcija hidroksīda veidošanās un gāzveida ūdeņraža izdalīšanās : Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3. Plaši tiek izmantots metāls kalcijs. To izmanto kā rozkisniku tēraudu un sakausējumu ražošanā, kā reducētāju dažu ugunsizturīgu metālu ražošanā.

Kalciju iegūst kalcija hlorīda kausējuma elektrolīzē. Tādējādi kalciju 1808. gadā pirmo reizi ieguva Hamfrijs Deivijs.

worldofscience.ru

Kalcijs

KALCIJS-ES esmu; m.[no lat. calx (calcis) - kaļķis] Ķīmiskais elements (Ca), sudrabbalts metāls, kas ir daļa no kaļķakmens, marmora utt.

◁ Kalcijs, th, th. K sāļi.

kalcijs

(lat. Kalcijs), periodiskās sistēmas II grupas ķīmiskais elements, pieder pie sārmzemju metāliem. Vārds no lat. calx, ģenitīvs calcis - kaļķis. Sudrabbalts metāls, blīvums 1,54 g / cm 3, t pl 842ºC. Normālā temperatūrā tas viegli oksidējas gaisā. Pēc izplatības zemes garozā tā ieņem 5. vietu (minerāļi kalcīts, ģipsis, fluorīts u.c.). Kā aktīvo reducētāju izmanto U, Th, V, Cr, Zn, Be un citu metālu iegūšanai no to savienojumiem, tēraudu, bronzas uc deoksidēšanai. Iekļauts antifrikcijas materiālos. Kalcija savienojumus izmanto celtniecībā (kaļķi, cementu), kalcija preparātus - medicīnā.

KALCIJS

KALCIJS (lat. Kalcijs), Ca (lasīt "kalcijs"), ķīmiskais elements ar atomskaitli 20, atrodas Mendeļejeva elementu periodiskās sistēmas IIA grupā ceturtajā periodā; atommasa 40,08. Pieder pie sārmzemju elementu skaita (cm. SĀRMZEMJU METĀLI).
Dabiskais kalcijs sastāv no nuklīdu maisījuma (cm. NUKLĪDS) ar masas numuriem 40 (maisījumā pēc masas 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) un 46 (0,003%). Ārējā elektronu slāņa konfigurācija 4 s 2 . Gandrīz visos savienojumos kalcija oksidācijas pakāpe ir +2 (II valence).
Neitrālā kalcija atoma rādiuss ir 0,1974 nm, Ca 2+ jona rādiuss ir no 0,114 nm (koordinācijas skaitlim 6) līdz 0,148 nm (koordinācijas skaitlim 12). Neitrāla kalcija atoma secīgās jonizācijas enerģijas ir attiecīgi 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 un 84,5 eV. Pēc Polinga skalas kalcija elektronegativitāte ir aptuveni 1,0. Brīvā formā kalcijs ir sudrabaini balts metāls.
Atklājumu vēsture
Kalcija savienojumi ir sastopami visur dabā, tāpēc cilvēcei tie ir pazīstami kopš seniem laikiem. Kaļķi būvniecības nozarē izmanto jau ilgu laiku. (cm. LAIMS)(attīrītā kaļķa un dzēstā), kas ilgu laiku tika uzskatīta par vienkāršu vielu, "zemi". Tomēr 1808. gadā angļu zinātnieks G. Davy (cm. DEVI Hamfrijs) izdevās dabūt jaunu metālu no kaļķa. Lai to izdarītu, Deivijs pakļāva elektrolīzei nedaudz samitrinātu dzēsto kaļķu maisījumu ar dzīvsudraba oksīdu un no amalgamas, kas izveidojās uz dzīvsudraba katoda, izolēja jaunu metālu, ko viņš sauca par kalciju (no latīņu calx, ģints gadījums calcis - kaļķis). Krievijā kādu laiku šo metālu sauca par "kaļķakmeni".
Atrodoties dabā
Kalcijs ir viens no visbiežāk sastopamajiem elementiem uz zemes. Tas veido 3,38% no zemes garozas masas (5. vieta pēc pārpilnības aiz skābekļa, silīcija, alumīnija un dzelzs). Augstās ķīmiskās aktivitātes dēļ kalcijs brīvā veidā dabā nav atrodams. Lielākā daļa kalcija ir atrodama silikātos. (cm. SILIKĀTI) un alumīnija silikāti (cm. ALUMOSILIKĀTI) dažādi ieži (granīti (cm. GRANĪTS), gneiss (cm. GNEISS) utt.). Nogulumiežu veidā kalcija savienojumus attēlo krīts un kaļķakmens, kas galvenokārt sastāv no minerālā kalcīta. (cm. KALCĪTS)(CaCO3). Kalcīta kristāliskā forma – marmors – dabā sastopama daudz retāk.
Kalcija minerāli, piemēram, kaļķakmens, ir diezgan plaši izplatīti. (cm. KAĻAKAKMENS)СaCO 3, anhidrīts (cm. ANHIDRĪTS) CaSO 4 un ģipsis (cm.ĢIPSI) CaSO 4 2H 2 O, fluorīts (cm. FLUORĪTS) CaF 2, apatīts (cm. APATĪTS) Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomīts (cm. DOLOMĪTS) MgCO 3 CaCO 3. Kalcija un magnija sāļu klātbūtne dabīgajā ūdenī nosaka tā cietību. (cm.ŪDENS CIETĪBA). Ievērojams kalcija daudzums ir dzīvo organismu sastāvdaļa. Tātad hidroksilapatīts Ca 5 (PO 4) 3 (OH) vai citā ierakstā 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca (OH) 2 - mugurkaulnieku, tostarp cilvēku, kaulu audu pamats; čaumalas un daudzu bezmugurkaulnieku čaumalas, olu čaumalas u.c. ir izgatavotas no kalcija karbonāta CaCO 3.
Kvīts
Kalciju metālu iegūst, elektrolīzes ceļā no kausējuma, kas sastāv no CaCl 2 (75-80%) un KCl vai no CaCl 2 un CaF 2, kā arī aluminotermiski reducējot CaO 1170-1200 °C temperatūrā:
4CaO + 2Al = CaAl 2O 4 + 3Ca.
Fizikālās un ķīmiskās īpašības
Kalcija metāls pastāv divās allotropās modifikācijās (skatīt Allotropy (cm. ALLOTROPIJA)). Līdz 443 °C a-Ca ar kubisko seju centrētu režģi ir stabils (parametrs a = 0,558 nm), augstāks b-Ca ir stabils ar a-Fe tipa kubisko ķermeni centrētu režģi (parametrs a = 0,448). nm). Kalcija kušanas temperatūra ir 839 ° C, viršanas temperatūra ir 1484 ° C, blīvums ir 1,55 g / cm 3.
Kalcija ķīmiskā aktivitāte ir augsta, bet zemāka nekā visiem citiem sārmzemju metāliem. Tas viegli reaģē ar skābekli, oglekļa dioksīdu un mitrumu gaisā, kā dēļ kalcija metāla virsma parasti ir blāvi pelēka, tāpēc laboratorijā kalcijs parasti tiek uzglabāts, tāpat kā citi sārmzemju metāli, cieši noslēgtā burkā zem slāņa. no petrolejas.
Standarta potenciālu sērijā kalcijs atrodas pa kreisi no ūdeņraža. Ca 2+ /Ca 0 pāra standarta elektrodu potenciāls ir -2,84 V, lai kalcijs aktīvi reaģētu ar ūdeni:
Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2.
Ar aktīviem nemetāliem (skābekli, hloru, bromu) kalcijs reaģē normālos apstākļos:
2Ca + O 2 \u003d 2CaO; Ca + Br 2 \u003d CaBr 2.
Karsējot gaisā vai skābeklī, kalcijs aizdegas. Ar mazāk aktīviem nemetāliem (ūdeņradi, boru, oglekli, silīciju, slāpekli, fosforu un citiem) kalcijs karsējot mijiedarbojas, piemēram:
Ca + H2 \u003d CaH2 (kalcija hidrīds),
Ca + 6B = CaB6 (kalcija borīds),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (kalcija nitrīds)
Ca + 2C \u003d CaC 2 (kalcija karbīds)
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (kalcija fosfīds), ir zināmi arī CaP un CaP 5 sastāva kalcija fosfīdi;
Ir zināmi arī 2Ca + Si \u003d Ca 2 Si (kalcija silicīds), kalcija silicīdi ar sastāviem CaSi, Ca 3 Si 4 un CaSi 2.
Iepriekš minēto reakciju gaitu, kā likums, pavada liela siltuma daudzuma izdalīšanās (t.i., šīs reakcijas ir eksotermiskas). Visos savienojumos ar nemetāliem kalcija oksidācijas pakāpe ir +2. Lielāko daļu kalcija savienojumu ar nemetāliem viegli sadala ūdens, piemēram:
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2,
Ca 3 N 2 + 3H 2 O \u003d 3Ca (OH) 2 + 2NH 3.
Kalcija oksīds parasti ir bāzisks. Laboratorijā un tehnoloģijā to iegūst, termiski sadalot karbonātus:
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2.
Tehnisko kalcija oksīdu CaO sauc par dzēstiem kaļķiem.
Tas reaģē ar ūdeni, veidojot Ca (OH) 2 un izdala lielu daudzumu siltuma:
CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2.
Šādā veidā iegūto Ca (OH) 2 parasti sauc par dzēsto kaļķi vai kaļķa pienu (cm. LAIMA PIENS) sakarā ar to, ka kalcija hidroksīda šķīdība ūdenī ir zema (0,02 mol / l 20 ° C temperatūrā), un, pievienojot to ūdenim, veidojas balta suspensija.
Mijiedarbojoties ar skābajiem oksīdiem, CaO veido sāļus, piemēram:
CaO + CO 2 \u003d CaCO 3; CaO + SO 3 \u003d CaSO 4.
Ca 2+ jons ir bezkrāsains. Kad liesmai pievieno kalcija sāļus, liesma kļūst ķieģeļu sarkana.
Kalcija sāļi, piemēram, CaCl 2 hlorīds, CaBr 2 bromīds, CaI 2 jodīds un Ca(NO 3) 2 nitrāts, labi šķīst ūdenī. CaF 2 fluorīds, CaCO 3 karbonāts, CaSO 4 sulfāts, Ca 3 (PO 4) 2 vidējais ortofosfāts, CaC 2 O 4 oksalāts un daži citi nešķīst ūdenī.
Svarīgi ir tas, ka atšķirībā no vidējā kalcija karbonāta CaCO 3, skābais kalcija karbonāts (hidrokarbonāts) Ca (HCO 3) 2 šķīst ūdenī. Dabā tas noved pie šādiem procesiem. Kad auksts lietus vai upes ūdens, kas piesātināts ar oglekļa dioksīdu, nokļūst pazemē un nokrīt uz kaļķakmeņiem, tiek novērota to izšķīšana:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2.
Tajās pašās vietās, kur ūdens, kas piesātināts ar kalcija bikarbonātu, nonāk uz zemes virsmas un tiek uzkarsēts ar saules stariem, notiek apgrieztā reakcija:
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Tātad dabā notiek lielu vielu masu pārnešana. Tā rezultātā pazemē var veidoties milzīgi kritumi (skat. Karst (cm. Karsts (dabas parādība)), un alās veidojas skaistas akmens "lāstekas" - stalaktīti (cm. STALAPTĪTI (minerālu veidojumi)) un stalagmīti (cm. STALAGMĪTI).
Izšķīdušā kalcija bikarbonāta klātbūtne ūdenī lielā mērā nosaka ūdens pagaidu cietību. (cm.ŪDENS CIETĪBA). To sauc par pagaidu, jo, ūdenim vārot, bikarbonāts sadalās un CaCO 3 izgulsnējas. Šī parādība, piemēram, noved pie tā, ka laika gaitā tējkannā veidojas katlakmens.
Kalcija un tā savienojumu izmantošana
Metāliskais kalcijs tiek izmantots urāna metalotermiskai ražošanai (cm. Urāns (ķīmisks elements), torijs (cm. TORIJA), titāns (cm. TITĀNS (ķīmiskais elements), cirkonijs (cm. CIRKONIJA), cēzijs (cm. CĒZIJA) un rubīdijs (cm. RUBIDIUM).
Dabiskos kalcija savienojumus plaši izmanto saistvielu (cementa (cm. CEMENTS), ģipsis (cm.ĢIPSI), kaļķi utt.). Dzēsto kaļķu saistīšanas efekts ir balstīts uz faktu, ka laika gaitā kalcija hidroksīds reaģē ar oglekļa dioksīdu gaisā. Notiekošās reakcijas rezultātā veidojas adatveida CaCO3 kalcīta kristāli, kas pāraug blakus akmeņos, ķieģeļos un citos būvmateriālos un it kā sametinās tos vienotā veselumā. Kristālisks kalcija karbonāts - marmors - smalks apdares materiāls. Balināšanai izmanto krītu. Čuguna ražošanā tiek patērēti lieli kaļķakmens daudzumi, jo tie ļauj pārnest ugunsizturīgos dzelzsrūdas piemaisījumus (piemēram, kvarca SiO 2) salīdzinoši zemas kušanas sārņos.
Balinātājs ir ļoti efektīvs kā dezinfekcijas līdzeklis. (cm. BALINĀŠANAS PULVERIS)- "hlors" Ca(OCl)Cl - jaukts hlorīds un kalcija hipohlorīts (cm. KALCIJA HIPOHLORĪTS) ar augstu oksidēšanas spēju.
Plaši tiek izmantots arī kalcija sulfāts, kas pastāv gan bezūdens savienojuma veidā, gan kristālisku hidrātu veidā - tā sauktais "pusūdens" sulfāts - alabastra. (cm. ALEVIZ FRYAZIN (Milānas)) CaSO 4 0,5H 2 O un divu ūdeņu sulfāts - ģipsis CaSO 4 2H 2 O. Ģipsi plaši izmanto celtniecībā, tēlniecībā, apmetuma un dažādu mākslas izstrādājumu ražošanā. Ģipsi izmanto arī medicīnā kaulu nostiprināšanai lūzumu gadījumā.
Kalcija hlorīds CaCl 2 tiek izmantots kopā ar galda sāli, lai cīnītos pret ceļa virsmu apledošanos. Kalcija fluorīds CaF 2 ir lielisks optiskais materiāls.
kalcijs organismā
Kalcijs ir biogēns elements (cm. BIOGĒNIE ELEMENTI), kas pastāvīgi atrodas augu un dzīvnieku audos. Kalcijs, kas ir svarīgs dzīvnieku un cilvēku minerālvielu metabolisma un augu minerālbarības komponents, organismā veic dažādas funkcijas. Satur apatītu (cm. APATĪTS), kā arī kalcija sulfāts un karbonāts veido kaulu audu minerālu komponentu. Cilvēka ķermenis, kas sver 70 kg, satur apmēram 1 kg kalcija. Kalcijs ir iesaistīts jonu kanālu darbā (cm. JONU KANĀLI), veicot vielu transportēšanu caur bioloģiskajām membrānām, nervu impulsa pārraidē (cm. NERVU IMPULSS), asins koagulācijas procesā (cm. Asins sarecēšana) un mēslošana. Kalciferoli regulē kalcija metabolismu organismā (cm. KALCIFEROLI)(D vitamīns). Kalcija trūkums vai pārpalikums izraisa dažādas slimības – rahītu (cm. RIKETS), pārkaļķošanās (cm. KALCINOZE) uc Tāpēc cilvēku pārtikā kalcija savienojumi jāsatur pareizajā daudzumā (800-1500 mg kalcija dienā). Augsts kalcija saturs ir piena produktos (piemēram, biezpienā, sierā, pienā), dažos dārzeņos un citos pārtikas produktos. Kalcija preparātus plaši izmanto medicīnā.

enciklopēdiskā vārdnīca. 2009 .

Sinonīmi:

Kalcijs- otrās grupas, D. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskās sistēmas ceturtā perioda galvenās apakšgrupas elements ar atomskaitli 20. To apzīmē ar simbolu Ca (lat. Kalcijs). Vienkāršā viela kalcijs (CAS numurs: 7440-70-2) ir mīksts, reaģējošs, sudrabbalts sārmzemju metāls.

Vārda vēsture un izcelsme

Elementa nosaukums cēlies no lat. calx (ģenitīvā calcis) - "kaļķis", "mīkstais akmens". To ierosināja angļu ķīmiķis Hamfrijs Deivijs, kurš 1808. gadā izolēja metālu kalciju ar elektrolītisku metodi. Deivijs elektrolizēja mitru dzēstu kaļķu maisījumu ar dzīvsudraba oksīdu HgO uz platīna plāksnes, kas bija anods. Kā katods kalpoja platīna stieple, kas iegremdēta šķidrā dzīvsudrabā. Elektrolīzes rezultātā tika iegūta kalcija amalgama. Izdzījis no tā dzīvsudrabu, Deivijs saņēma metālu, ko sauca par kalciju. Kalcija savienojumi – kaļķakmens, marmors, ģipsis (kā arī kaļķi – kaļķakmens degšanas produkts) celtniecībā izmantoti jau pirms vairākiem gadu tūkstošiem. Līdz 18. gadsimta beigām ķīmiķi kaļķi uzskatīja par vienkāršu ķermeni. 1789. gadā A. Lavuazjē ierosināja, ka kaļķi, magnēzijs, barīts, alumīnija oksīds un silīcija dioksīds ir sarežģītas vielas.

Atrodoties dabā

Augstās ķīmiskās aktivitātes dēļ kalcijs brīvā veidā dabā nav atrodams.

Kalcijs veido 3,38% no zemes garozas masas (5. vietā pēc skābekļa, silīcija, alumīnija un dzelzs).

izotopi

Kalcijs dabā sastopams sešu izotopu maisījuma veidā: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca un 48Ca, starp kuriem visizplatītākais - 40Ca - ir 96,97%.

Akmeņos un minerālos

Lielāko daļu kalcija satur dažādu iežu (granītu, gneisu u.c.) silikātu un aluminosilikātu sastāvā, īpaši laukšpatā - anortītā Ca.

Nogulumiežu veidā kalcija savienojumus attēlo krīts un kaļķakmeņi, kas galvenokārt sastāv no minerālā kalcīta (CaCO 3). Kalcīta kristāliskā forma, marmors, dabā ir daudz retāk sastopama.

Kalcija minerāli, piemēram, kalcīts CaCO 3, anhidrīts CaSO 4, alabastrs CaSO 4 0,5H 2 O un ģipsis CaSO 4 2H 2 O, fluorīts CaF 2, apatīti Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomīts MgCO 3 CaCO 3 . Kalcija un magnija sāļu klātbūtne dabīgajā ūdenī nosaka tā cietību.

Kalcijs, kas enerģiski migrē zemes garozā un uzkrājas dažādās ģeoķīmiskajās sistēmās, veido 385 minerālus (ceturto pēc minerālu skaita).

Migrācija zemes garozā

Kalcija dabiskajā migrācijā nozīmīgu lomu spēlē “karbonāta līdzsvars”, kas saistīts ar kalcija karbonāta mijiedarbības ar ūdeni un oglekļa dioksīdu atgriezenisku reakciju, veidojot šķīstošu bikarbonātu:

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

(līdzsvars nobīdās pa kreisi vai pa labi atkarībā no oglekļa dioksīda koncentrācijas).

Biogēnai migrācijai ir svarīga loma.

Biosfērā

Kalcija savienojumi ir atrodami gandrīz visos dzīvnieku un augu audos (skatīt arī zemāk). Ievērojams kalcija daudzums ir dzīvo organismu sastāvdaļa. Tātad hidroksiapatīts Ca 5 (PO 4) 3 OH vai citā ierakstā 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca (OH) 2 - mugurkaulnieku, tostarp cilvēku, kaulaudu pamats; čaumalas un daudzu bezmugurkaulnieku čaumalas, olu čaumalas u.c. ir izgatavotas no kalcija karbonāta CaCO 3. Cilvēku un dzīvnieku dzīvajos audos 1,4-2% Ca (pēc masas daļas); cilvēka organismā, kas sver 70 kg, kalcija saturs ir aptuveni 1,7 kg (galvenokārt kaulu audu starpšūnu vielas sastāvā).

Kvīts

Brīvo metālisko kalciju iegūst, elektrolīzi izmantojot kausējumu, kas sastāv no CaCl 2 (75-80%) un KCl vai no CaCl 2 un CaF 2, kā arī aluminotermiski reducējot CaO 1170-1200 °C temperatūrā:

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

Īpašības

Fizikālās īpašības

Kalcija metāls pastāv divās allotropās modifikācijās. Līdz 443 °C α-Ca ar kubisku seju centrētu režģi ir stabils (parametrs a = 0,558 nm), virs β-Ca ir stabils ar α-Fe tipa kubisku ķermeni centrētu režģi (parametrs a = 0,448). nm). Standarta entalpija Δ H 0 no α → β pārejas ir 0,93 kJ/mol.

Ķīmiskās īpašības

Standarta potenciālu sērijā kalcijs atrodas pa kreisi no ūdeņraža. Ca 2+ / Ca 0 pāra standarta elektrodu potenciāls ir –2,84 V, tāpēc kalcijs aktīvi reaģē ar ūdeni, bet bez aizdegšanās:

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2 + Q.

Izšķīdušā kalcija bikarbonāta klātbūtne ūdenī lielā mērā nosaka ūdens pagaidu cietību. To sauc par pagaidu, jo, vārot ūdeni, bikarbonāts sadalās, un CaCO 3 izgulsnējas. Šī parādība, piemēram, noved pie tā, ka laika gaitā tējkannā veidojas katlakmens.

Pieteikums

Metāla kalcija pielietojumi

Kalcija metālu galvenokārt izmanto kā reducētāju metālu, īpaši niķeļa, vara un nerūsējošā tērauda ražošanā. Kalcijs un tā hidrīds tiek izmantoti arī grūti atgūstamu metālu, piemēram, hroma, torija un urāna, ražošanai. Kalcija sakausējumi ar svinu tiek izmantoti akumulatoros un gultņu sakausējumos. Kalcija granulas izmanto arī gaisa pēdu noņemšanai no elektrovakuuma ierīcēm.

Metaltermija

Tīru metālisku kalciju plaši izmanto metalotermijā, lai iegūtu retus metālus.

Leģēšana

Kodolsintēze

48 Ca izotops ir visefektīvākais un biežāk izmantotais materiāls supersmago elementu ražošanai un jaunu elementu atklāšanai periodiskajā tabulā. Piemēram, 48 Ca jonu izmantošanas gadījumā supersmago elementu iegūšanai paātrinātājos, šo elementu kodoli veidojas simtiem un tūkstošiem reižu efektīvāk, nekā izmantojot citus "lādiņus" (jonus).) To lieto formā. un metālu reducēšanai, kā arī cianamīda kalcija ražošanai (karsējot kalcija karbīdu slāpeklī 1200 ° C temperatūrā, reakcija ir eksotermiska, tiek veikta cianamīda krāsnīs).

Kalcijs, kā arī tā sakausējumi ar alumīniju un magniju tiek izmantoti rezerves termoelektriskajās baterijās kā anods (piemēram, kalcija-hromāta elements). Kalcija hromātu izmanto tādās baterijās kā katods. Šādu akumulatoru iezīme ir ārkārtīgi ilgs glabāšanas laiks (desmitgades) izmantojamā stāvoklī, spēja darboties jebkuros apstākļos (telpā, augsts spiediens) un augsta īpatnējā enerģija pēc svara un tilpuma. Trūkums ir īss darbības laiks. Šādas baterijas tiek izmantotas tur, kur nepieciešams uz īsu laiku radīt kolosālu elektroenerģiju (balistiskās raķetes, daži kosmosa kuģi utt.).

Turklāt kalcija savienojumus ievada preparātos osteoporozes profilaksei, vitamīnu kompleksos grūtniecēm un gados vecākiem cilvēkiem.-

Kalcija bioloģiskā loma

Kalcijs ir izplatīts makroelements augos, dzīvniekos un cilvēkos. Cilvēkiem un citiem mugurkaulniekiem lielākā daļa tā atrodas skeletā un zobos fosfātu veidā. Lielākajai daļai bezmugurkaulnieku grupu (sūkļi, koraļļu polipi, mīkstmieši u.c.) skeleti sastāv no dažādām kalcija karbonāta (kaļķa) formām. Kalcija joni ir iesaistīti asins koagulācijas procesos, kā arī pastāvīga asins osmotiskā spiediena uzturēšanā. Kalcija joni kalpo arī kā viens no universālajiem otrajiem vēstnešiem un regulē dažādus intracelulārus procesus – muskuļu kontrakciju, eksocitozi, tai skaitā hormonu un neirotransmiteru sekrēciju u.c. Kalcija koncentrācija cilvēka šūnu citoplazmā ir aptuveni 10–7 mol, starpšūnu šķidrumos apmēram 10−3 mol.

Kalcija asimilāciju novērš aspirīns, skābeņskābe, estrogēnu atvasinājumi. Savienojumā ar skābeņskābi kalcijs rada ūdenī nešķīstošus savienojumus, kas ir nierakmeņu sastāvdaļas.

Grūtniecēm un sievietēm, kas baro bērnu ar krūti - 1500 līdz 2000 mg.

Kalcija savienojumi- kaļķakmens, marmors, ģipsis (kā arī kaļķi - kaļķakmens izstrādājums) ir izmantoti celtniecībā kopš seniem laikiem. Līdz 18. gadsimta beigām ķīmiķi kaļķi uzskatīja par vienkāršu vielu. 1789. gadā A. Lavuazjē ierosināja, ka kaļķi, magnēzijs, barīts, alumīnija oksīds un silīcija dioksīds ir sarežģītas vielas. 1808. gadā Deivijs, pakļaujot slapjo dzēstu kaļķu maisījumu ar dzīvsudraba oksīdu elektrolīzē ar dzīvsudraba katodu, sagatavoja kalcija amalgamu un pēc dzīvsudraba izdzīšanas no tās ieguva metālu, ko sauca par "kalciju" (no lat. Calx,ģints. lietu kalcis - kaļķis).

Elektronu izvietojums orbītās.

+20Ca… |3s 3p 3d | 4s

Kalciju sauc par sārmzemju metālu, to klasificē kā S elementu. Ārējā elektroniskā līmenī kalcijam ir divi elektroni, tāpēc tas dod savienojumus: CaO, Ca (OH) 2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 utt. Kalcijs pieder pie tipiskiem metāliem - tam ir augsta afinitāte pret skābekli, tas reducē gandrīz visus metālus no to oksīdiem un veido diezgan spēcīgu Ca (OH) 2 bāzi.

Metālu kristālrežģi var būt dažāda veida, tomēr kalcijam raksturīgs seju centrēts kubiskais režģis.

Kristālu izmērus, formu un savstarpējo izvietojumu metālos izdala ar metalogrāfiskām metodēm. Vispilnīgākais metāla struktūras novērtējums šajā ziņā ir, veicot tās plānās daļas mikroskopisko analīzi. No pārbaudāmā metāla tiek izgriezts paraugs, kura plakne tiek slīpēta, pulēta un iegravēta ar speciālu šķīdumu (kodinātāju). Kodināšanas rezultātā tiek izcelta parauga struktūra, kas tiek izmeklēta vai fotografēta, izmantojot metalogrāfisko mikroskopu.

Kalcijs ir viegls metāls (d = 1,55), sudrabaini baltā krāsā. Tas ir cietāks un kūst augstākā temperatūrā (851°C) nekā nātrijs, kas periodiskajā tabulā atrodas tam blakus. Tas ir tāpēc, ka metālā uz vienu kalcija jonu ir divi elektroni. Tāpēc ķīmiskā saite starp joniem un elektronu gāzi ir spēcīgāka nekā nātrija saite. Ķīmiskajās reakcijās kalcija valences elektroni tiek pārnesti uz citu elementu atomiem. Šajā gadījumā veidojas divkārši lādēti joni.

Kalcijs ļoti reaģē ar metāliem, īpaši ar skābekli. Gaisā tas oksidējas lēnāk nekā sārmu metāli, jo uz tā esošā oksīda plēve ir mazāk caurlaidīga skābekli. Sildot, kalcijs sadedzina, izdalot milzīgu siltuma daudzumu:

Kalcijs reaģē ar ūdeni, izspiežot no tā ūdeņradi un veidojot bāzi:

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

Pateicoties tā lielajai reaģētspējai ar skābekli, kalcijs tiek izmantots retu metālu iegūšanai no to oksīdiem. Metālu oksīdus karsē kopā ar kalcija skaidām; reakciju rezultātā tiek iegūts kalcija oksīds un metāls. Kalcija un dažu tā sakausējumu izmantošana tā sauktajai metālu deoksidācijai ir balstīta uz to pašu īpašību. Kalcijs tiek pievienots izkausētam metālam, un tas noņem izšķīdušā skābekļa pēdas; iegūtais kalcija oksīds uzpeld uz metāla virsmu. Kalcijs ir daļa no dažiem sakausējumiem.

Kalciju iegūst ar izkausēta kalcija hlorīda elektrolīzi vai ar aluminotermisko metodi. Kalcija oksīds jeb dzēstie kaļķi ir balts pulveris, kas kūst 2570°C temperatūrā. To iegūst, kalcinējot kaļķakmeni:

CaCO3 \u003d CaO + CO2 ^

Kalcija oksīds ir bāzisks oksīds, tāpēc tas reaģē ar skābēm un skābes anhidrīdiem. Ar ūdeni tas dod bāzi - kalcija hidroksīdu:

CaO + H2O = Ca(OH)2

Ūdens pievienošana kalcija oksīdam, ko sauc par kaļķu dzēšanu, notiek, izdalot lielu daudzumu siltuma. Daļa ūdens tiek pārvērsta tvaikā. Kalcija hidroksīds jeb dzēstie kaļķi ir balta viela, nedaudz šķīst ūdenī. Kalcija hidroksīda ūdens šķīdumu sauc par kaļķa ūdeni. Šādam šķīdumam ir diezgan spēcīgas sārmainas īpašības, jo kalcija hidroksīds labi disociējas:

Ca (OH) 2 \u003d Ca + 2OH

Salīdzinot ar sārmu metālu oksīdu hidrātiem, kalcija hidroksīds ir vājāka bāze. Tas izskaidrojams ar to, ka kalcija jons ir divkārši uzlādēts un spēcīgāk piesaista hidroksilgrupas.

Hidratēts kaļķis un tā šķīdums, ko sauc par kaļķa ūdeni, reaģē ar skābēm un skābes anhidrīdiem, tostarp oglekļa dioksīdu. Kaļķu ūdeni izmanto laboratorijās, lai atklātu oglekļa dioksīdu, jo iegūtais nešķīstošais kalcija karbonāts padara ūdeni duļķainu:

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Tomēr, ilgstoši izlaižot oglekļa dioksīdu, šķīdums atkal kļūst caurspīdīgs. Tas ir saistīts ar faktu, ka kalcija karbonāts tiek pārvērsts šķīstošā sālī - kalcija bikarbonātā:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

Rūpniecībā kalciju iegūst divos veidos:

Sildot briketētu CaO un Al pulvera maisījumu 1200 ° C vakuumā 0,01 - 0,02 mm. rt. Art.; atbrīvo reakcija:

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

Kalcija tvaiki kondensējas uz aukstas virsmas.

CaCl2 un KCl kausējuma elektrolīzē ar šķidru vara-kalcija katodu tiek iegūts Cu-Ca (65% Ca) sakausējums, no kura 950-1000 °C temperatūrā vakuumā tiek destilēts kalcijs. 0,1 - 0,001 mm Hg.

Izstrādāta arī metode kalcija iegūšanai, termiski disociējot kalcija karbīdu CaC2.

Kalcijs ir viens no visbiežāk sastopamajiem elementiem dabā. Tas satur aptuveni 3% (masas) zemes garozā. Kalcija sāļi dabā veido lielus uzkrājumus karbonātu (krīta, marmora), sulfātu (ģipsis), fosfātu (fosforītu) veidā. Ūdens un oglekļa dioksīda ietekmē karbonāti pāriet šķīdumā ogļūdeņražu veidā un tiek transportēti pa pazemes un upju ūdeņiem lielos attālumos. Kad kalcija sāļi tiek izskaloti, var veidoties alas. Ūdens iztvaikošanas vai temperatūras paaugstināšanās dēļ kalcija karbonāta nogulsnes var veidoties jaunā vietā. Tā, piemēram, alās veidojas stalaktīti un stalagmīti.

Šķīstošie kalcija un magnija sāļi nosaka kopējo ūdens cietību. Ja tie atrodas ūdenī nelielos daudzumos, tad ūdeni sauc par mīkstu. Ar augstu šo sāļu saturu (100 - 200 mg kalcija sāļu - 1 litrā jonu izteiksmē) ūdens tiek uzskatīts par cietu. Šādā ūdenī ziepes slikti puto, jo kalcija un magnija sāļi veido ar tām nešķīstošus savienojumus. Cietā ūdenī pārtikas produkti ir slikti vārīti, un vārot tas rada katlakmens uz tvaika katlu sienām. Kaļķakmens slikti vada siltumu, palielina degvielas patēriņu un paātrina katla sienu nodilumu. Zvīņu veidošanās ir sarežģīts process. Karsējot kalcija un magnija ogļskābes skābie sāļi sadalās un pārvēršas nešķīstošos karbonātos:

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

Karsējot samazinās arī kalcija sulfāta CaSO4 šķīdība, tāpēc tā ir daļa no skalas.

Cietību, ko izraisa kalcija un magnija bikarbonātu klātbūtne ūdenī, sauc par karbonātu vai īslaicīgu, jo tā tiek izvadīta vārot. Papildus karbonātu cietībai izšķir arī nekarbonātu cietību, kas ir atkarīga no kalcija un magnija sulfātu un hlorīdu satura ūdenī. Šos sāļus vārot neizņem, un tāpēc nekarbonātu cietību sauc arī par nemainīgu cietību. Karbonāta un nekarbonāta cietība kopā veido kopējo cietību.

Lai pilnībā novērstu cietību, ūdens dažreiz tiek destilēts. Vāra ūdeni, lai noņemtu karbonāta cietību. Vispārējo cietību novērš, vai nu pievienojot ķīmiskas vielas, vai izmantojot tā sauktos katjonu apmainītājus. Izmantojot ķīmisko metodi, šķīstošie kalcija un magnija sāļi tiek pārvērsti nešķīstošos karbonātos, piemēram, pievieno kaļķa pienu un soda:

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

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

Stinguma noņemšana ar katjonu apmaiņas ierīcēm ir progresīvāks process. Katjonu apmainītāji ir sarežģītas vielas (dabiski silīcija un alumīnija savienojumi, lielmolekulāri organiskie savienojumi), kuru sastāvu var izteikt ar formulu Na2R, kur R ir komplekss skābes atlikums. Kad ūdens tiek filtrēts caur katjonu apmaiņas slāni, Na joni (katjoni) tiek apmainīti pret Ca un Mg joniem:

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Līdz ar to Ca joni no šķīduma nonāk katjonu apmainītājā, un Na joni no katjonu apmaiņas nonāk šķīdumā. Lai atjaunotu izmantoto katjonu apmainītāju, to mazgā ar vārāmā sāls šķīdumu. Šajā gadījumā notiek apgrieztais process: Ca joni katjonu apmainītājā tiek aizstāti ar Na joniem:

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

Reģenerēto katjonu apmainītāju var atkal izmantot ūdens attīrīšanai.

Tīra metāla veidā Ca tiek izmantots kā reducētājs U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb un dažiem retzemju metāliem un to savienojumiem. To izmanto arī tēraudu, bronzas un citu sakausējumu deoksidācijai, sēra atdalīšanai no naftas produktiem, organisko šķidrumu dehidratācijai, argona attīrīšanai no slāpekļa piemaisījumiem un kā gāzes absorbētāju elektriskajās vakuumierīcēs. Lielu pielietojumu tehnoloģijā ir guvuši Pb - Na - Ca sistēmas antifikācijas materiāli, kā arī Pb - Ca sakausējumi, no kuriem tiek izgatavoti elektrisko kabeļu apvalki. Sakausējums Ca - Si - Ca (silikokalcijs) tiek izmantots kā deoksidētājs un degazētājs kvalitatīvu tēraudu ražošanā.

Kalcijs ir viens no biogēnajiem elementiem, kas nepieciešami normālai dzīvības procesu norisei. Tas atrodas visos dzīvnieku un augu audos un šķidrumos. Tikai reti organismi var attīstīties vidē, kurā nav Ca. Dažos organismos Ca saturs sasniedz 38%: cilvēkiem - 1,4 - 2%. Augu un dzīvnieku organismu šūnām ārpusšūnu vidē ir nepieciešamas stingri noteiktas Ca, Na un K jonu attiecības. Augi iegūst Ca no augsnes. Saskaņā ar to saistību ar Ca augus iedala kalcefilos un kalcefobos. Dzīvnieki saņem Ca no pārtikas un ūdens. Ca ir nepieciešams vairāku šūnu struktūru veidošanai, normālas ārējo šūnu membrānu caurlaidības uzturēšanai, zivju un citu dzīvnieku ikru apaugļošanai un vairāku enzīmu aktivizēšanai. Ca joni pārraida uzbudinājumu uz muskuļu šķiedru, izraisot tās kontrakciju, palielina sirds kontrakciju stiprumu, palielina leikocītu fagocītisko funkciju, aktivizē asins proteīnu aizsardzības sistēmu un piedalās tās koagulācijā. Šūnās gandrīz viss Ca ir savienojumu veidā ar olbaltumvielām, nukleīnskābēm, fosfolipīdiem, kompleksos ar neorganiskiem fosfātiem un organiskajām skābēm. Cilvēku un augstāko dzīvnieku asins plazmā tikai 20-40% Ca var būt saistīti ar olbaltumvielām. Dzīvniekiem ar skeletu līdz 97 - 99% no visa Ca tiek izmantots kā būvmateriāls: bezmugurkaulniekiem galvenokārt CaCO3 veidā (gliemju čaumalas, koraļļi), mugurkaulniekiem fosfātu veidā. Daudzi bezmugurkaulnieki pirms kausēšanas uzglabā Ca, lai izveidotu jaunu skeletu vai nodrošinātu dzīvībai svarīgas funkcijas nelabvēlīgos apstākļos. Ca saturu cilvēku un augstāko dzīvnieku asinīs regulē epitēlijķermenīšu un vairogdziedzera hormoni. Šajos procesos vissvarīgākā loma ir D vitamīnam. Ca uzsūkšanās notiek tievās zarnas priekšējā daļā. Ca asimilācija pasliktinās līdz ar skābuma samazināšanos zarnās un ir atkarīga no Ca, fosfora un tauku attiecības pārtikā. Optimālā Ca/P attiecība govs pienā ir aptuveni 1,3 (kartupeļos 0,15, pupās 0,13, gaļā 0,016). Ja pārtikā ir pārāk daudz P un skābeņskābes, Ca uzsūkšanās pasliktinās. Žultsskābes paātrina tā uzsūkšanos. Optimālā Ca/tauku attiecība cilvēka pārtikā ir 0,04 - 0,08 g Ca uz 1 g. tauki. Ca izdalīšanās notiek galvenokārt caur zarnām. Zīdītāji laktācijas laikā kopā ar pienu zaudē daudz Ca. Ar fosfora-kalcija metabolisma traucējumiem jauniem dzīvniekiem un bērniem attīstās rahīts, pieaugušiem dzīvniekiem - skeleta sastāva un struktūras izmaiņas (osteomalācija).

Medicīnā Ca zāles novērš traucējumus, kas saistīti ar Ca jonu trūkumu organismā (ar tetāniju, spazmofīliju, rahītu). Ca preparāti samazina paaugstinātu jutību pret alergēniem un tiek izmantoti alerģisku slimību ārstēšanai (seruma slimība, miega drudzis u.c.). Ca preparāti samazina paaugstinātu asinsvadu caurlaidību un tiem piemīt pretiekaisuma iedarbība. Tos lieto hemorāģiskā vaskulīta, staru slimības, iekaisuma procesu (pneimonija, pleirīts u.c.) un dažu ādas slimību gadījumos. Tas tiek nozīmēts kā hemostatisks līdzeklis, lai uzlabotu sirds muskuļa darbību un pastiprinātu digitalis preparātu iedarbību, kā pretlīdzeklis saindēšanās gadījumā ar magnija sāļiem. Kopā ar citām zālēm Ca preparātus izmanto dzemdību stimulēšanai. Ca hlorīdu ievada iekšķīgi un intravenozi. Audu terapijai ir ierosināts ossokalcinols (15% sterila speciāli sagatavota kaulu pulvera suspensija persiku eļļā).

Pie Ca preparātiem pieder arī ģipsis (CaSO4), ko izmanto ķirurģijā ģipša atlēšanai, un krīts (CaCO3), ko lieto iekšķīgi ar paaugstinātu kuņģa sulas skābumu un zobu pulvera pagatavošanai.