Із чим взаємодіє кальцій. Фізичні властивості кальцію

Серед усіх елементів періодичної системи можна виділити кілька таких, без яких не просто розвиваються різні захворювання у живих організмів, а взагалі неможливо нормально жити і рости. Один із таких – кальцій.

Цікаво, що коли йдеться про цей метал, як просту речовину, то жодної користі для людини вона не має, навіть шкоди. Однак варто лише згадати про іони Са 2+, як відразу виникає маса пунктів, що характеризують їхнє важливе значення.

Положення кальцію в періодичній системі

Характеристика кальцію, як і будь-якого іншого елемента, починається із зазначення його місця положення періодичній системі. Адже вона дає можливість багато дізнатися про цей атом:

заряд ядра;
кількість електронів та протонів, нейтронів;
ступінь окислення, вищий та нижчий;
електронну конфігурацію та інші важливі речі.

Розглянутий нами елемент розташовується у четвертому великому періоді другій групі, головній підгрупі та має порядковий номер 20. Також хімічна таблицяМенделєєва показує атомна вагакальцію – 40,08, що є усередненим значенням існуючих ізотопів даного атома.

Ступінь окислення одна, завжди постійна, дорівнює +2. Формула СаО. Латинська назваелемента calcium, звідси символ атома Са.

Характеристика кальцію як простої речовини

За звичайних умов даний елемент є металом, сріблясто-білого кольору. Формула кальцію як простої речовини – Са. Внаслідок високої хімічної активності здатний утворювати безліч сполук, що належать до різних класів.

У твердому агрегатному станідо складу організму людини не входить, тому є значення для промислових і технічних потреб (в основному хімічні синтези).

Є одним із найпоширеніших за часткою у земній корі металів, близько 1,5 %. Належить до групи лужноземельних, тому що при розчиненні у воді дає луги, але в природі зустрічається у вигляді множинних мінералів та солей. Дуже багато кальцію (400 мг/л) включено до складу морської води.

Кристалічна решітка

Характеристика кальцію пояснюється будовою кристалічної решітки, яка в нього може бути двох типів (оскільки існує альфа і бета форма):

кубічна гранецентрична;
об'ємноцентрична.

Тип зв'язку в молекулі - металеві, у вузлах решітки, як і у всіх металів - атом-іони.

Знаходження у природі

Існує кілька основних речовин у природі, які містять цей елемент.

Морська вода.
Гірські породи та мінерали.
Живі організми (раковини та панцирі, кісткові тканини тощо).
Підземні води у земній корі.

Можна позначити наступні видигірських порід та мінералів, які є природними джереламикальцію.

Доломіт - суміш карбонату кальцію та магнію.
Флюорит – фторид кальцію.
Гіпс - CaSO 4 · 2H 2 O.
Кальцит – крейда, вапняк, мармур – карбонат кальцію.
Алебастр - CaSO 4 · 0.5H 2 O.
Апатити.

Усього виділяють близько 350 різних мінералів та гірських порід, які містять кальцій.

Способи отримання

У вільному вигляді виділити метал довгий час не вдавалося, тому що його хімічна активність висока, у природі у чистому вигляді не зустрінеш. Тому до XIX століття (1808 року) аналізований елемент був ще однією загадкою, яку несла таблиця Менделєєва.

Кальцій як метал зумів синтезувати англійський хімік Гемфрі Деві. Саме він першим виявив особливості взаємодії розплавів твердих мінералів та солей з електричним струмом. На сьогоднішній день досі найактуальнішим способом отримання металу є електроліз його солей, таких як:

суміш хлоридів кальцію та калію;
суміш фториду та хлориду кальцію.

Також можна отримати кальцій з його оксиду за допомогою поширеного в металургії методу алюмінотермії.

Фізичні властивості

Характеристика кальцію за фізичними параметрами можна описати кількома пунктами.

Агрегатний стан – за звичайних умов твердий.
Температура плавлення – 842 0 С.
Метал м'який, може різатись ножем.
Колір – сріблясто-білий, блискучий.
Має хороші провідникові та теплопровідні властивості.
При тривалому нагріванні перетворюється на рідкий, потім пароподібний стан, втрачаючи металеві властивості. Температура кипіння 1484 0 С.

Фізичні властивості кальцію мають одну особливість. Коли на метал виявляється тиск, то він у якийсь момент часу втрачає свої металеві властивості та здатність до електропровідності. Однак при подальшому збільшенні впливу знову відновлюється і проявляє себе як надпровідник, який у кілька разів перевищує за даними показниками інші елементи.

Хімічні властивості

Активність цього металу дуже висока. Тому існує безліч взаємодій, які вступає кальцій. Реакції з усіма неметалами для нього – звичайна справа, адже як відновник він дуже сильний.

За нормальних умов легко реагує з утворенням відповідних бінарних сполук: галогенами, киснем.
При нагріванні: водень, азот, вуглець, кремній, фосфор, бор, сірка та інші.
На відкритому повітрі одразу взаємодіє з вуглекислим газом та киснем, тому покривається сірим нальотом.
З кислотами реагує бурхливо, іноді із запаленням.

Цікаві властивості кальцію виявляються, коли йдеться про нього у складі солей. Так, гарні печерні виростають на стелі та стінах, це не що інше, як утворений згодом з води, вуглекислого газу та гідрокарбонату під впливом процесів усередині підземних вод.

Враховуючи, наскільки метал активний у звичайному стані, зберігають його у лабораторіях, як і лужні. У темному скляному посуді, із щільно закритою кришкою та під шаром гасу або парафіну.

Якісна реакція на іон кальцію – це забарвлення полум'я в красивий, насичений цегляно-червоний колір. Також ідентифікувати метал у складі сполук можна за нерозчинними випадаючими осадами деяких його солей (карбонат кальцію, фторид, сульфат, фосфат, силікат, сульфіт).

З'єднання металу

Різновиди сполук металу такі:

оксид;
гідроксид;
солі кальцію (середні, кислі, основні, подвійні, комплексні).

Оксид кальцію відомий як СаО використовується для створення будівельного матеріалу(Звісти). Якщо загасити оксид водою, то вийде відповідний гідроксид, що виявляє властивості лугу.

Велике практичне значення мають саме різні солі кальцію, що використовуються у різних галузях господарства. Які саме є солі, ми вже згадували вище. Наведемо приклади за типами цих сполук.

Середні солі - карбонат СаСО 3 фосфат Са 3 (РО 4) 2 та інші.
Кислі - гідросульфат CaHSO 4 .
Основні - гідрокарбонат (СаОН) 3 PO 4 .
Комплексні – Cl 2.
Подвійні - 5Ca(NO 3) 2 *NH 4 NO 3 *10H 2 O.

Саме формі сполук даного класу кальцій має значення для біологічних систем, оскільки джерелом іонів для організму є солі.

Біологічна роль

Чим важливий кальцій для організму людини? Причин кілька.

Саме іони цього елемента входять до складу міжклітинної речовини та тканинної рідини, беручи участь у регуляції механізмів збудження, вироблення гормонів та нейромедіаторів.
Кальцій накопичується в кістках зубної емалі в кількості близько 2,5% від загальної маси тіла. Це досить багато і відіграє важливу роль у зміцненні цих структур, збереженні їхньої міцності та стійкості. Зростання організму без цього неможливе.
Згортання крові також залежить від аналізованих іонів.
Входить до складу серцевого м'яза, беручи участь у його збудженні та скороченні.
Є учасником процесів екзоцитозу та інших внутрішньоклітинних змін.

Якщо кількість споживаного кальцію буде недостатньо, то можливий розвиток таких захворювань, як:

рахіт;
остеопороз;
захворювання крові.

Добова норма для дорослої людини – 1000 мг, а для дітей віком від 9 років 1300 мг. Щоб не допустити надлишок цього елемента в організмі, слід не перевищувати зазначеної дози. В іншому випадку можуть розвинутись захворювання кишечника.

Для решти живих істот кальцій не менш важливий. Наприклад, багато хто хоч і не має кістяка, проте зовнішні засоби зміцнення їх також є утвореннями цього металу. Серед них:

молюски;
мідії та устриці;
губки;
коралові поліпи.

Всі вони носять на своїй спині або в принципі формують у процесі життєдіяльності якийсь зовнішній кістяк, що захищає їх від зовнішніх впливівта хижаків. Основна складова його - солі кальцію.

Хребетні тварини, як і людина, потребують іонів для нормального росту і розвитку і отримують їх з їжею.

Є багато варіантів, за допомогою яких можна заповнити недостатню норму елемента в організмі. Найкраще, звичайно, природні методи – продукти, що містять потрібний атом. Однак якщо це з якихось причин недостатньо чи неможливо, медичний шляхтакож прийнятний.

Так, список продуктів, що містять кальцій, приблизно такий:

молочні та кисломолочні вироби;
риба;
зелень;
зернові культури (гречка, рис, випічка з цільнозернового борошна);
деякі цитрусові (апельсини, мандарини);
бобові;
всі горіхи (особливо, мигдаль та волоські).

Якщо ж на якісь продукти алергія або не можна вживати їх з іншої причини, заповнити рівень потрібного елементав організмі допоможуть кальцій які містять препарати.

Всі вони являють собою солі цього металу, що володіють здатністю легко засвоюватися організмом, швидко всмоктуючи кров і кишечник. Серед них найпопулярнішими і використовуються такі.

Хлорид кальцію - розчин для ін'єкцій або для прийому внутрішньо дорослим та дітям. Відрізняється концентрацією солі у складі, використовується для "гарячих уколів", оскільки викликає саме таке відчуття при вколюванні. Є форми із фруктовим соком для полегшення прийому всередину.
Випускається як таблетками (0,25 або 0,5 г), так і розчинами для внутрішньовенних ін'єкцій. Часто у вигляді таблеток містить різноманітні фруктові добавки.
Лактат кальцію – випускається у таблетках по 0,5 г.

Головна / Лекції 1 курс / Загальна та органічна хімія/ Питання 23. Кальцій / 2. Фізичні та хімічні властивості

Фізичні властивості. Кальцій – сріблясто-білий ковкий метал, що плавиться при температурі 850 град. С і кипить при 1482 град. С. Він значно твердіший за лужні метали.

Хімічні властивості. Кальцій – активний метал. Так за звичайних умов він легко взаємодіє з киснем повітря та галогенами:

2 Са + О2 = 2 СаО (оксид кальцію);

Са + Вr2 = СаВr2 (бромід кальцію).

З воднем, азотом, сіркою, фосфором, вуглецем та іншими неметалами кальцій реагує при нагріванні:

Са + Н2 = СаН2 (гідрид кальцію);

3 Са + N2 = Са3N2 (нітрид кальцію);

Са + S = СаS (сульфід кальцію);

3 Са + 2 Р = Са3Р2 (фосфід кальцію);

Са + 2 С = СаС2 (карбід кальцію).

З холодною водоюкальцій взаємодіє повільно, і з гарячої - дуже енергійно:

Са + 2 Н2О = Са(ОН)2 + Н2.

Кальцій може забирати кисень або галогени від оксидів і галогенідів менш активних металів, тобто має відновлювальні властивості:

5 Са + Nb2О5 = СаО + 2 Nb;

1. Знаходження у природі
3. Отримання
4. Застосування

www.medkurs.ru

Кальцій довідник Пестициди.ru

У багатьох людей знання кальцію обмежуються лише тим, що це елемент необхідний здоров'я кісток і зубів. Де ще він міститься, навіщо він потрібний і наскільки необхідний, уявлення мають не всі. Проте, кальцій перебуває у багатьох знайомих нам сполук, як природних, і отриманих людиною. Крейда і вапно, сталактити та сталагміти печер, стародавні скам'янілості та цемент, гіпс та алебастр, молочні продукти та препарати проти остеопорозу – все це та багато іншого відрізняється високим змістомкальцію.

Вперше даний елемент був отриманий Г. Деві в 1808, і спочатку він використовувався не особливо активно. Тим не менш, зараз цей метал п'ятий у світі з видобутку, і потреба в ньому зростає з року в рік. Основна сфера використання кальцію – отримання будівельних матеріалів та сумішей. Тим не менш, він необхідний для побудови не лише будинків, а й живих клітин. В організмі людини кальцій входить до складу скелета, уможливлює м'язові скорочення, забезпечує згортання крові, регулює активність низки травних ферментів і виконує інші, досить численні функції. Не менш важливий і для інших живих об'єктів: тварин, рослин, грибів і навіть бактерій. При цьому, потреба в кальції досить висока, що дозволяє віднести його до макроелементів.

Кальцій (Calcium), Ca - Хімічний елемент головної підгрупи II групи періодичної системи Менделєєва. Атомний номер – 20. Атомна маса – 40,08.

Кальцій – лужноземельний метал. У вільному стані ковка, досить тверда, біла. За густиною відноситься до легких металів.

Щільність – 1,54 г/см3,
Температура плавлення – +842 °C,
Температура кипіння – 1495 °C.

Кальцій має яскраво виражені металеві властивості. У всіх сполуках ступінь окиснення становить +2.

На повітрі покривається шаром оксиду, при нагріванні згоряє червоним, яскравим полум'ям. З холодною водою реагує повільно, та якщо з гарячої швидко витісняє водень і утворює гідроксид. При взаємодії з воднем утворює гідриди. При кімнатній температурі вступає у взаємодію Космосу з азотом, утворюючи нітриди. Також легко з'єднується з галогенами та сіркою, відновлює при нагріванні оксиди металів.

Кальцій входить до найпоширеніших елементів у природі. У земній корі його зміст дорівнює 3% від маси. Зустрічається у вигляді відкладів крейди, вапняків, мармуру (природний різновид карбонату кальцію CaCO3). У великій кількості зустрічаються поклади гіпсу (CaSO4 х 2h3O), фосфориту (Ca3(PO4)2 і різних кальцій силікатів, що містять.

Вода

. Солі кальцію майже завжди присутні у природній воді. З них тільки гіпс трохи в ній розчинний. При вмісті у воді діоксиду вуглецю карбонат кальцію перетворюється на розчин у вигляді гідрокарбонату Ca(HCO3)2.

Жорстка вода

. Природна вода з великою кількістю солей кальцію чи магнію називається твердою.

М'яка вода

. При малому вмісті цих солей або їх відсутності воду називають м'якою.

Ґрунти

. Як правило, ґрунти достатньою мірою забезпечені кальцієм. І оскільки кальцій міститься у більшій масі у вегетативної частини рослин, його винос з урожаєм незначний.

Втрати кальцію із ґрунту відбуваються внаслідок вимивання його опадами. Цей процес залежить від гранулометричного складу ґрунтів, кількості опадів, виду рослин, форм та доз вапна та мінеральних добрив. Залежно від зазначених факторів втрати кальцію з орного шару коливаються від декількох десятків до 200 – 400 кг/га і більше.

Вміст кальцію в різних типах ґрунтів

Підзолисті ґрунти містять 0,73 % (від сухої речовини ґрунту) кальцію.

Сірі лісові – 0,90% кальцію.

Чорноземи – 1,44% кальцію.

Сероземи – 6,04% кальцію.

У рослині кальцій знаходиться у вигляді фосфатів, сульфатів, карбонатів, у формі солей пектинової та щавлевої кислот. Майже до 65% кальцію в рослинах можна витягти водою. Решта – обробкою слабкої оцтової та соляної кислотами. Найбільше кальцію міститься в клітинах, що старіють.

Симптоми нестачі кальцію згідно:
Культура	Симптоми нестачі
Загальні симптоми	Побілення верхівкової нирки; Побілення молодого листя; Кінчики листя загнуті вниз; Краї листя закручуються вгору;
Картопля	Погано розпускається верхнє листя; Відмирає точка зростання стебла; На краях листя – світла смуга, згодом вона темніє; Краї листя закручені нагору;
Капуста білокачанна та цвітна	На листі молодих рослин хлоротична плямистість (мармуровість) або білі смужки по краях; У старих рослин листя скручується, і на них з'являються опіки; Точка зростання відмирає
	Відмирають кінцеві частки листя Квіти опадають; На плодах у вершинній частині з'являється темна пляма, Яке у міру зростання плода збільшується (вершинна гниль томатів)
	Верхівкові бруньки відмирають; Краї молодого листя загорнуті вгору, вид рваний, згодом відмирають; Відмирають верхні частини пагонів; Пошкодження кінчиків коріння; У м'якоті плодів – коричневі плями (гірка ямчастість); Смак плодів погіршується; Знижується товарність плодів

Функції кальцію

Дія даного елемента на рослини багатостороння і, як правило, позитивна. Кальцій:

Посилює обмін речовин;
Відіграє важливу роль у русі вуглеводів;
Чинить вплив на метаморфози азотистих речовин;
Прискорює витрати запасних білків насіння під час проростання;
Грає певну роль процесі фотосинтезу;
сильний антагоніст інших катіонів, що перешкоджає їх надлишковому надходженню в тканини рослин;
Впливає на фізико-хімічні властивості протоплазми (в'язкість, проникність та інше), а отже, і на нормальний перебіг біохімічних процесів у рослині;
Сполуки кальцію з пектиновими речовинами склеюють стінки окремих клітин між собою;
Впливає активність ферментів.

Слід зазначити, що вплив сполук кальцію (повістки) на активність ферментів виражається не тільки в прямої дії, але й завдяки покращенню фізико-хімічних властивостей ґрунту та його поживного режиму. Крім того, вапнування ґрунту істотно впливає на процеси біосинтезу вітамінів.

Недолік (дефіцит) кальцію у рослинах

Нестача кальцію насамперед позначається на розвитку кореневої системи. На коренях припиняється утворення кореневих волосків. Зовнішні клітини кореня руйнуються.

Цей симптомпроявляється як за нестачі кальцію, і при порушенні врівноваженості поживного розчину, тобто переважання у ньому одновалентних катіонів натрію, калію і водню.

Крім того, наявність у ґрунтовому розчині нітратного азоту посилює надходження кальцію в тканини рослин, а аміачного – знижує.

Ознаки кальцієвого голодування очікувані за вмісту кальцію менше 20 % від ємності катіонного обміну грунту.

Симптоми. Візуально дефіцит кальцію встановлюється за наступними ознаками:

У коріння рослин спостерігаються пошкоджені кінчики бурого забарвлення;
Точка зростання деформується та відмирає;
Квіти, зав'язі та бутони опадають;
Плоди ушкоджуються некрозом;
Відзначається хлоротичність листя;
Верхівкова нирка відмирає, і припиняється зростання стебла.

Високою чутливістю до наявності кальцію відрізняються капуста, люцерна, конюшина. Встановлено, що ці рослини характеризуються і підвищеною чутливістю до кислотності грунту.

Мінеральне отруєння кальцієм призводить до міжжилкового хлорозу з білуватими некротичними плямами. Вони можуть бути пофарбовані або наповнені водою концентричні кільця. Деякі рослини відгукуються надлишок кальцію зростанням листових розеток, відмиранням пагонів і опаданням листя. Ознаки на вигляд схожі з нестачею заліза і магнію.

Джерело поповнення кальцію у ґрунті – вапняні добрива. Вони поділяються на три групи:

Тверді вапняні породи;
М'які вапняні породи;
Відходи промисловості з підвищеним змістомвапна.

Тверді вапняні породи за вмістом СаО та MgO поділяють на:

вапняки (55-56% СаО та до 0,9% MgO);
вапняки доломітизовані (42-55% СаО та до 9% MgO);
доломіти (32-30% СаО та 18-20% MgO).

Вапняки

- Основні вапняні добрива. Містять 75–100 % оксидів Са та Mg у перерахунку на СаСО3.

Доломітизований вапняк

. Містить 79–100 % діючої речовини (д. ст) у перерахунку на СаСО3. Рекомендується в сівозмінах з картоплею, бобовими, льоном, коренеплодами, а також на ґрунтах сильнопідзолених типів.

Мергель

. Містить до 25-15% СаСО3 та домішок у вигляді глини з піском до 20-40%. Чинить повільно. Рекомендований до застосування на легких ґрунтах.

Крейда

. Містить 90-100% СаСО3. Дія швидше, ніж у вапняку. Є цінним вапняним добривом у тонкорозмеленому вигляді.

Палена вапно

(СаО). Зміст СаСО3 – понад 70%. Характеризується як сильно- та швидкодіючий матеріал для вапнування.

Гашене вапно

(Са(ОН)2). Зміст СаСО3 - 35% і більше. Це також сильне та швидкодіюче вапняне добриво.

Доломітове борошно

. Зміст СаСО3 та MgCO3 – близько 100 %. По дії повільніше вапняних туфів. Зазвичай застосовується там, де потрібний магній.

Вапняні туфи

. Зміст СаСO3 – 15–96 %, домішок – до 25 % глини та піску, 0,1 % P2O5. Дія швидше, ніж у вапняку.

Дефекаційний бруд (дефекат)

. Складається із СаСО3 і Са(ОН)2. Зміст вапна на СаО - до 40%. Також є азот – 0,5 % і P2O5 – 1–2 %. Це відходи цукробурякових заводів. Рекомендується до застосування як зниження кислотності грунтів, а й у районах бурякосіяння на чорноземних грунтах.

Сланцева зола циклонів

. Сухий пилоподібний матеріал. Вміст речовини, що діє, – 60–70 %. Належить до промислових відходів.

Пил печей та цементних заводів

. Зміст СаСО3 має перевищувати 60%. Насправді застосовується у господарствах, розташованих у безпосередній близькості від цементних заводів.

Металургійні шлаки

. Використовуються в областях Уралу та Сибіру. Негігроскопічні, легко розпорошуються. Повинні містити щонайменше 80 % СаСО3, мати вологість трохи більше 2 %. Важливим є гранулометричний склад: 70 % – менше 0,25 мм, 90 % – менше 0,5 мм.

Органічні добрива. Зміст Са у перерахунку СаСО3 становить 0,32–0,40 %.

Фосфоритне борошно. Вміст кальцію - 22% за СаСО3.

Вапняні добрива застосовуються не тільки для забезпечення ґрунту та рослин кальцієм. Головна мета їх використання – вапнування ґрунтів. Це прийом хімічної меліорації. Він спрямований на нейтралізацію надлишкової кислотності ґрунтів, на покращення її агрофізичних, агрохімічних та біологічних властивостей, постачання рослин магнієм та кальцієм, мобілізацію та іммобілізацію макроелементів та мікроелементів, створення оптимальних водно-фізичних, фізичних, повітряних умов життя культурних рослин.

Ефективність вапнування ґрунтів

Одночасно із задоволенням потреб рослин у кальції як елементі мінерального харчування, вапнування призводить до множинних позитивних змін у ґрунтах.

Вплив вапнування на властивості деяких ґрунтів

Кальцій сприяє коагуляції ґрунтових колоїдів та попередження їх вимивання. Це призводить до полегшення обробітку ґрунту, поліпшення його аерації.

В результаті вапнування:

піщані гумусові ґрунти підвищують свою водопоглинаючу здатність;
на важких глинистих ґрунтах утворюються ґрунтові агрегати та комковатости, що покращують водопроникність.

Зокрема, нейтралізуються органічні кислоти та з поглинаючого комплексу витісняються Н-іони. Це призводить до усунення обмінної та зниження гідролітичної кислотності ґрунту. Одночасно спостерігається поліпшення катіонного складу ґрунтового поглинаючого комплексу, що відбувається внаслідок зміни іонів водню та алюмінію на катіони кальцію та магнію. Це підвищує рівень насиченості грунтів основами і підвищує ємність поглинання.

Вплив вапнування на постачання рослин азотом

Після проведення вапнування позитивні агрохімічні властивості ґрунту та його структури здатні зберігатися протягом кількох років. Це сприяє створенню сприятливих умов для посилення корисних мікробіологічних процесів щодо мобілізації. поживних речовин. Посилюється діяльність амоніфікаторів, нітрифікаторів, азотфіксуючих бактерій, що вільно живуть у ґрунті.

Вапнування сприяє посиленню розмноження бульбочкових бактерій та поліпшенню постачання азотом рослини-господаря. Встановлено, що на кислих ґрунтах бактеріальні добрива втрачають свою ефективність.

Вплив вапнування на постачання рослин зольними елементами

Вапнування сприяє постачанню рослини зольними елементами, оскільки посилюється активність бактерій, що розкладають органічні фосфорні сполуки ґрунту та сприяють переходу фосфатів заліза та алюмінію у доступні рослинам фосфорнокислі солі кальцію. Вапнування кислих ґрунтів посилює мікробіологічні та біохімічні процеси, що, у свою чергу, збільшує кількість нітратів, а також засвоюваних форм фосфору та калію.

Вплив вапнування на форми та доступність макроелементів та мікроелементів

Вапнування збільшує кількість кальцію, а при використанні доломітового борошна - магнію. Одночасно токсичні форми марганцю та алюмінію стають нерозчинними та переходять в осаджену форму. Доступність таких елементів, як залізо, мідь, цинк, марганець знижується. Азот, сірка, калій, кальцій, магній, фосфор та молібден стають доступнішими.

Вплив вапнування на дію фізіологічно кислих добрив

Вапнування підвищує ефективність фізіологічно кислих мінеральних добрив, особливо аміачних та калійних.

Позитивна дія фізіологічно кислих добрив без внесення вапна загасає, а згодом здатна переходити до негативного. Тож на удобрених ділянках урожаї виявляються навіть меншими, ніж на невдобрених. Комбінація вапнування із застосуванням добрив збільшує ефективність на 25–50 %.

При вапнуванні активізуються ферментативні процеси у грунті, якими побічно судять про її родючості.

Упорядник: Григорівська П.І.

Сторінка внесена: 05.12.13 00:40

Останнє оновлення: 22.05.14 16:25

Літературні джерела:

Глінка Н.Л. Загальна хімія. Підручник для вузів. Вид: Л: Хімія, 1985 р, з 731

Мінєєв В.Г. Агрохімія: Підручник. - 2-е видання, перероблене і доповнене. - М.: Видавництво МДУ, Видавництво «КолосС», 2004. - 720 с., Л. мул.: мул. – (Класичний університетський підручник).

Петров Б.А., Селіверстов Н.Ф. Мінеральне харчування рослин. Довідковий посібник для студентів та городників. Єкатеринбург, 1998. 79 с.

Енциклопедія для дітей Том 17. Хімія. / Глав. ред. В.А. Володін. - М.: Аванта +, 2000. - 640 с., Іл.

Ягодін Б.А., Жуков Ю.П., Кобзаренко В.І. Агрохімія/За редакцією Б.А. Ягодина. - М.: Колос, 2002. - 584 с.: іл (Підручники та навчальні посібники для студентів вищих навчальних закладів).

Зображення (перероблені):

20 Ca Calcium, за ліцензією CC BY

Calcium deficiency in wheat, CIMMYT, за ліцензією CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Кальцій та його роль для людства - Хімія

Кальцій та його роль для людства

Вступ

Знаходження у природі

Отримання

Фізичні властивості

Хімічні властивості

Застосування сполук кальцію

Біологічна роль

Висновок

Список літератури

Вступ

Кальцій - елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 20. Позначається символом Ca (лат. Calcium). Проста речовина кальцій (CAS-номер: 7440-70-2) – м'який, хімічно активний лужноземельний метал сріблясто-білого кольору.

Незважаючи на повсюдну поширеність елемента №20, навіть хіміки не всі бачили елементарний кальцій. Адже цей метал і зовні і за поведінкою зовсім несхожий на лужні метали, спілкування з якими загрожує небезпекою пожеж і опіків. Його можна спокійно зберігати на повітрі, він не спалахує від води. Механічні властивості елементарного кальцію не роблять його «білою вороною» в сім'ї металів: за міцністю та твердістю кальцій перевершує багато з них; його можна обточувати на токарному верстаті, витягувати у дріт, кувати, пресувати.

І все-таки як конструкційний матеріал елементарний кальцій майже не застосовується. Для цього він надто активний. Кальцій легко реагує із киснем, сіркою, галогенами. Навіть із азотом і воднем за певних умов він входить у реакції. Середовище оксидів вуглецю, інертне для більшості металів, для кальцію - агресивне. Він згоряє в атмосфері CO та CO2.

Історія та походження назви

Сполуки кальцію - вапняк, мармур, гіпс (а також вапно - продукт випалу вапняку) застосовувалися в будівельній справі вже кілька тисячоліть тому. До кінця XVIII століття хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 році А. Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія, барит, глинозем і кремнезем - складні речовини.

Знаходження у природі

Через високу хімічну активність кальцій у вільному вигляді у природі не зустрічається.

Перед кальцію припадає 3,38 % маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію і заліза).

Ізотопи. Кальцій зустрічається у природі як суміші шести ізотопів: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca і 48Ca, серед яких найпоширеніший - 40Ca - становить 96,97 %.

Із шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48Ca, найважчий із шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), як було нещодавно виявлено, відчуває подвійний бета-розпад з періодом напіврозпаду 5,3-1019 років.

У гірських породах та мінералах. Більша частинакальцію міститься у складі силікатів і алюмосилікатів різних гірських порід (граніти, гнейси тощо), особливо у польовому шпаті - аноритті Ca.

У вигляді осадових порід сполуки кальцію представлені крейдою та вапняками, що складаються переважно з мінералу кальциту (CaCO3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається у природі набагато рідше.

Досить поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO3, ангідрит CaSO4, алебастр CaSO4·0.5h3O і гіпс CaSO4·2h3O, флюорит CaF2, апатити Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломіт MgCO3·CaCO3. Присутністю солей кальцію та магнію у природній воді визначається її жорсткість.

Кальцій, що енергійно мігрує в земній корі і накопичується в різних геохімічних системах, утворює 385 мінералів (четверте місце за кількістю мінералів).

Міграція у земній корі. У природній міграції кальцію істотну роль відіграє «карбонатна рівновага», пов'язана з оборотною реакцією взаємодії карбонату кальцію з водою та вуглекислим газом з утворенням розчинного гідрокарбонату:

СаСО3 + h3O + CO2 - Са (НСО3)2 - Ca2+ + 2HCO3-

(Рівновага зміщується вліво або вправо в залежності від концентрації вуглекислого газу).

Біогенна міграція. У біосфері сполуки кальцію знаходяться практично у всіх тваринних і рослинних тканинах (див. нижче). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксіапатит Ca5(PO4)3OH, або, в іншому записі, 3Ca3(PO4)2·Са(OH)2 - основа кісткової тканини хребетних, у тому числі людини; з карбонату кальцію CaCO3 складаються раковини та панцирі багатьох безхребетних, яєчна шкаралупата ін. У живих тканинах людини та тварин 1,4-2 % Са (по масовій частці); в тілі людини масою 70 кг вміст кальцію - близько 1,7 кг (переважно у складі міжклітинної речовини кісткової тканини).

Отримання

Вільний металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl2 (75-80 %) і KCl або CaCl2 і CaF2, а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 °C:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Фізичні властивості

Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях. До 443 °C стійкий ?-Ca з кубічною гранецентрованою решіткою (параметр а = 0,558 нм), вище стійкий ?-Ca з кубічною об'ємно-центрованою решіткою типу ?-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартна ентальпія?H0 переходу? >? становить 0,93 кДж/моль.

Хімічні властивості

Кальцій - типовий лужноземельний метал. Хімічна активність кальцію висока, але нижче, ніж решти лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з киснем, вуглекислим газом і вологою повітря, через що поверхня металевого кальцію зазвичай тьмяно сіра, тому в лабораторії кальцій зазвичай зберігають, як і інші лужноземельні метали, у щільно закритій банці під шаром гасу або рідкого парафіну.

У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca2+/Ca0 ?2,84, так що кальцій активно реагує з водою, але без запалення:

Ca + 2Н2О = Ca(ОН)2 + Н2^ + Q.

З активними неметалами (киснем, хлором, бромом) кальцій реагує за звичайних умов:

2Са + О2 = 2СаО, Са + Br2 = CaBr2.

При нагріванні на повітрі чи кисні кальцій запалюється. З менш активними неметалами (воднем, бором, вуглецем, кремнієм, азотом, фосфором та іншими) кальцій вступає у взаємодію при нагріванні, наприклад:

Са + Н2 = СаН2, Ca + 6B = CaB6,

3Ca + N2 = Ca3N2, Са + 2С = СаС2,

3Са + 2Р = Са3Р2 (

фосфід кальцію), відомі також фосфіди кальцію складів СаР та СаР5;

2Ca + Si = Ca2Si

(Силіцид кальцію), відомі також силіциди кальцію складів CaSi, Ca3Si4 і CaSi2.

Перебіг зазначених вище реакцій, як правило, супроводжується виділенням великої кількостітеплоти (тобто ці реакції - екзотермічні). У всіх з'єднаннях з неметалами ступінь окиснення кальцію +2. Більшість сполук кальцію з неметалами легко розкладається водою, наприклад:

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2^,

Ca3N2 + 3Н2О = 3Са(ОН)2 + 2Nh4^.

Іон Ca2+ безбарвний. При внесенні в полум'я розчинних солей кальцію полум'я забарвлюється цегляно-червоний колір.

Такі солі кальцію, як хлорид CaCl2, бромід CaBr2, йодид CaI2 і нітрат Ca(NO3)2, добре розчиняються у воді. Нерозчинні у воді фторид CaF2, карбонат CaCO3, сульфат CaSO4, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 та деякі інші.

Важливе значення має та обставина, що, на відміну від карбонату кальцію СаСО3, кислий карбонат кальцію (гідрокарбонат) Са(НСО3)2 у воді розчинний. У природі це призводить до таких процесів. Коли холодна дощова або річкова вода, насичена вуглекислим газом, проникає під землю та потрапляє на вапняки, то спостерігається їх розчинення:

СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2.

У тих же місцях, де вода, насичена гідрокарбонатом кальцію, виходить на поверхню землі та нагрівається сонячним промінням, протікає зворотна реакція:

Са(НСО3)2 = СаСО3 + СО2^ + Н2О.

Так у природі відбувається перенесення великих мас речовин. В результаті під землею можуть утворитися величезні провали, а в печерах утворюються гарні кам'яні «бурульки» - сталактити та сталагміти.

Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову твердість води. Тимчасової її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і осад випадає СаСО3. Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.

Застосування металевого кальцію

Головне застосування металевого кальцію - це використання його як відновника при отриманні металів, особливо нікелю, міді та нержавіючої сталі. Кальцій і його гідрид використовуються також для отримання металів, що важко відновлюються, таких, як хром, торій і уран. Сплави кальцію зі свинцем знаходять застосування в акумуляторних батареях та підшипникових сплавах. Кальцієві гранули також використовуються для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів.

Металотермія

Чистий металевий кальцій широко застосовується у металотермії при отриманні рідкісних металів.

Легування сплавів

Чистий кальцій застосовується для легування свинцю, що йде на виготовлення акумуляторних пластин, стартерних свинцево-кислотних акумуляторів з малим саморозрядом. Також металевий кальцій йде на виробництво якісних кальцієвих бабітів БКА.

Ядерний синтез

Ізотоп 48Ca - найбільш ефективний та вживаний матеріал для виробництва надважких елементів та відкриття нових елементів таблиці Менделєєва. Наприклад, у разі використання іонів 48Ca для отримання надважких елементів на прискорювачах ядра цих елементів утворюються у сотні та тисячі разів ефективніше, ніж при використанні інших «снарядів» (іонів).

Застосування сполук кальцію

гідрид кальцію. Нагріванням кальцію в атмосфері водню отримують Cah3 (гідрид кальцію), що використовується в металургії (металотермії) та при отриманні водню в польових умовах.

Оптичні та лазерні матеріали. Фторид кальцію (флюорит) застосовується у вигляді монокристалів в оптиці (астрономічні об'єктиви, лінзи, призми) та як лазерний матеріал. Вольфрамат кальцію (шееліт) у вигляді монокристалів застосовується в лазерній техніці, а також як сцинтилятор.

Карбід кальцію. Карбід кальцію CaC2 широко застосовується для одержання ацетилену та для відновлення металів, а також при отриманні ціанаміду кальцію (нагріванням карбіду кальцію в азоті при 1200 °C, реакція йде екзотермічно, проводиться в ціанамідних печах).

Хімічні джерела струму Кальцій, а також його сплави з алюмінієм та магнієм використовуються в резервних теплових електричних батареях як анод (наприклад кальцій-хроматний елемент). Хромат кальцію використовується в таких батареях як катод. Особливість таких батарей - надзвичайно довгий термін зберігання (десятиліття) у придатному стані, можливість експлуатації в будь-яких умовах (космос, високий тиск), велика питома енергія за вагою та обсягом. Нестача у недовгому терміні дії. Такі батареї використовуються там, де необхідно короткий строкстворити колосальну електричну потужність (балістичні ракети, деякі космічні апарати та ін).

Вогнетривкі матеріали. Оксид кальцію, як у вільному вигляді, так і у складі керамічних сумішей, застосовується у виробництві вогнетривких матеріалів.

Лікарські засоби. Сполуки кальцію широко застосовують як антигістамінний засіб.

Хлорид кальцію

Глюконат кальцію

Гліцерофосфат кальцію

Крім того, сполуки кальцію вводять до складу препаратів для профілактики остеопорозу, вітамінні комплекси для вагітних і літніх.

Біологічна роль

Кальцій – поширений макроелемент в організмі рослин, тварин та людини. В організмі людини та інших хребетних більша його частина міститься в скелеті та зубах у вигляді фосфатів. З різних форм карбонату кальцію (повістки) складаються скелети більшості груп безхребетних (губки, коралові поліпи, молюски та ін.). Іони кальцію беруть участь у процесах зсідання крові, а також у забезпеченні постійного осмотичного тиску крові. Іони кальцію також служать одним з універсальних вторинних посередників і регулюють різні внутрішньоклітинні процеси - м'язове скорочення, екзоцитоз, в тому числі секрецію гормонів і нейромедіаторів та ін. Концентрація кальцію в цитоплазмі клітин людини становить близько 10?7 моль, в міжклітинних рідинах ?3 моль.

Потреба кальцію залежить від віку. Для дорослих необхідна денна норма становить від 800 до 1000 міліграмів (мг), а для дітей – від 600 до 900 мг, що для дітей дуже важливо через інтенсивне зростання кістяка. Велика частина кальцію, що надходить в організм людини з їжею, міститься в молочних продуктах, кальцій, що залишився, припадає на м'ясо, рибу, і деякі рослинні продукти(Особливо багато містять бобові). Всмоктування відбувається як у товстому, так і тонкому кишечнику і полегшується кислим середовищем, вітаміном Д та вітаміном С, лактозою, ненасиченими жирними кислотами. Немаловажна роль магнію в кальцієвому обміні, при його нестачі кальцій «вимивається» з кісток і осаджується в нирках (ниркові камені) та м'язах.

Засвоєнню кальцію перешкоджають аспірин, щавлева кислота, похідні естрогенів. З'єднуючись із щавлевою кислотою, кальцій дає нерозчинні у воді сполуки, які є компонентами каменів у нирках.

Вміст кальцію в крові через велику кількість пов'язаних з ним процесів точно регулюється, і при правильному харчуваннідефіциту немає. Тривала відсутність у раціоні може спричинити судоми, біль у суглобах, сонливість, дефекти росту, а також запори. Глибокіший дефіцит призводить до постійних м'язовим судомамта остеопорозу. Зловживання кавою та алкоголем можуть бути причинами дефіциту кальцію, оскільки частина його виводиться із сечею.

Надлишкові дози кальцію і вітаміну Д можуть викликати гіперкальцемію, після якої слідує інтенсивна кальцифікація кісток і тканин (в основному зачіпає сечовидільну систему). Тривалий надлишок порушує функціонування м'язових та нервових тканин, збільшує згортання крові та зменшує засвоюваність цинку клітинами кісткової тканини. Максимальна денна безпечна дозастановить для дорослого від 1500 до 1800 міліграм.

Продукти Кальцій, мг/100 г

Кунжут 783

Кропива 713

Просвірник лісовий 505

Подорожник великий 412

Галінсога 372

Сардини в олії 330

Будра плющевидна 289

Шипшина собача 257

Мигдаль 252

Подорожник ланцетоліст. 248

Лісовий горіх 226

Амарант насіння 214

Крес-салат 214

Соя боби сухі 201

Діти до 3 років – 600 мг.

Діти від 4 до 10 років – 800 мг.

Діти від 10 до 13 років – 1000 мг.

Підлітки від 13 до 16 років – 1200 мг.

Молодь від 16 і більше - 1000 мг.

Дорослі від 25 до 50 років – від 800 до 1200 мг.

Вагітні та годуючі грудьми жінки - від 1500 до 2000 мг.

Висновок

Кальцій - одне із найпоширеніших елементів Землі. У природі його дуже багато: із солей кальцію утворені гірські масиви та глинисті породи, він є в морській та річковій воді, входить до складу рослинних та тваринних організмів.

Кальцій постійно оточує городян: майже всі основні будматеріали – бетон, скло, цегла, цемент, вапно – містять цей елемент у значних кількостях.

Природно, що, маючи такі хімічні властивості, кальцій не може перебувати в природі у вільному стані. Натомість сполуки кальцію – і природні та штучні – набули першочергового значення.

Список літератури

1. Редкол.: Кнунянц І. Л. (гл. ред.) Хімічна енциклопедія: в 5 т. - Москва: Радянська енциклопедія, 1990. - Т. 2. - С. 293. - 671 с

2. Доронін. Н. А. Кальцій, Держхіміздат, 1962. 191 стор з іл.

3. Доценко ВА. - лікувально-профілактичне харчування. - Зап. харчування, 2001 - N1-с.21-25

4. Bilezikian J. P. Calcium and bone metabolism // In: K. L. Becker, ed.

www.e-ng.ru

Світ науки

Кальцій – металевий елемент головної підгрупи ІІ групи 4 періоду періодичної системи хімічних елементів. Він належить до сімейства лужноземельних металів. На зовнішньому енергетичному рівні атома кальцію міститься 2 спарені s-електрони.

Які він здатний енергійно віддавати за хімічних взаємодій. Таким чином, Кальцій є відновником і у своїх сполуках має ступінь окислення +2. У природі кальцій зустрічається лише у вигляді солей. Масова частка кальцію в земній корі – 3,6%. Основним природним мінералом кальцію є кальцит CaCO3 та його різновиди - вапняк, крейда, мармур. Існують і живі організми (наприклад, корали), кістяк яких складається з кальцію карбонату. Також важливими мінералами кальцію є доломіт CaCO3 MgCO3, флюорит CaF2, гіпс CaSO4 2h3O, апатит, польовий шпат і т.д. Кальцій відіграє важливу роль у життєдіяльності живих організмів. Масова частка кальцію в організмі людини становить 1,4-2%. Він входить до складу зубів, кісток, інших тканин та органів, бере участь у процесі згортання крові, збуджує серцеву діяльність. Щоб забезпечити організм достатньою кількістюкальцію, слід обов'язково споживати молоко та молочні продукти, зелені овочі, рибу. Проста речовина кальцій – це типовий метал сріблясто-білого кольору. Він досить твердий, пластичний, має щільність 1,54 г/см3 та температуру плавлення 842? Хімічно кальцій дуже активний. За звичайних умов він легко взаємодіє з киснем та вологою повітря, тому його зберігають у герметично закритих судинах. При нагріванні на повітрі кальцій спалахує і утворює оксид: 2Ca + O2 = 2CaO. З хлором і бромом кальцій реагує при нагріванні, а з фтором - навіть на холоді. Продуктами цих реакцій відповідні галогеніди, наприклад: Са + Сl2 = CaСl2. При нагріванні кальцію з сіркою утворюється кальцій сульфід: Ca + S = CaS. Кальцій може реагувати і з іншими неметалами. : Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3.Металевий кальцій широко використовується. Його використовують як розкисник при виготовленні сталей та сплавів, як відновник для одержання деяких тугоплавких металів.

Кальцій одержують електролізом розплаву хлориду кальцію. Таким чином кальцій був вперше отриманий в 1808 Хемфрі Деві.

worldofscience.ru

Кальцій

КАЛЬЦІЙ-я; м.[від лат. calx (calcis) - вапно] Хімічний елемент (Ca), метал сріблясто-білого кольору, що входить до складу вапняків, мармуру та ін.

◁ Кальцієвий, -а, -а. К-ті солі.

кальцій

(лат. Calcium), хімічний елемент II групи періодичної системи, відноситься до лужноземельних металів. Назва від латів. calx, родовий відмінок calcis - вапно. Сріблясто-білий метал, щільність 1,54 г/см 3 , tпл 842ºC. За нормальної температури легко окислюється повітря. За поширеністю в земній корі посідає 5 місце (мінерали кальцит, гіпс, флюорит та ін.). Як активний відновник служить для отримання U, Th, V, Cr, Zn, Be та інших металів їх сполук, для розкислення сталей, бронз і т. д. Входить до складу антифрикційних матеріалів. З'єднання калькія застосовують у будівництві (вапно, цемент), препарати кальцію – у медицині.

КАЛЬЦІЙ

КАЛЬЦІЙ (лат. Calcium), Ca (читається «кальцій»), хімічний елемент з атомним номером 20, розташований у четвертому періоді групи IIА періодичної системи елементів Менделєєва; атомна маса 40,08. Належить до лужноземельних елементів (див.лужноземельні метали).
Природний кальцій складається із суміші нуклідів. (див.НУКЛІД)з масовими числами 40 (у суміші за масою 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) та 46 (0,003%). Конфігурація зовнішнього електронного шару 4 s 2 . Практично у всіх сполуках ступінь окиснення кальцію +2 (валентність ІІ).
Радіус нейтрального атома кальцію 0,1974 нм, радіус іона Cа 2+ від 0,114 нм (для координаційного числа 6) до 0,148 нм (для координаційного числа 12). Енергії послідовної іонізації нейтрального атома кальцію рівні, відповідно, 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 та 84,5 еВ. За шкалою Полінга електронегативність кальцію близько 1,0. У вільному вигляді кальцій – сріблясто-білий метал.
Історія відкриття
З'єднання кальцію зустрічаються в природі повсюдно, тому людство знайоме з ними з найдавніших часів. Здавна у будівельній справі знаходила застосування вапно (див.ВІДОМІСТЬ)(негашена та гашена), яку довгий час вважали простою речовиною, "землею". Однак у 1808 англійський вчений Г. Деві (див.Деві Гемфрі)зумів отримати з вапна новий метал. Для цього Деві піддав електролізу суміш злегка зволоженого гашеного вапна з окисом ртуті і виділив з утворюється на ртутному катоді амальгами новий метал, який він назвав кальцієм (від лат. calx, рід. відмінок calcis - вапно). У Росії деякий час цей метал називали «вапняком».
Знаходження у природі
Кальцій - одне із найпоширеніших Землі елементів. На його частку припадає 3,38% маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію та заліза). Через високу хімічну активність кальцій у вільному вигляді у природі не зустрічається. Більшість кальцію міститься у складі силікатів (див.СИЛІКАТИ)та алюмосилікатів (див.АЛЮМОСИЛІКАТИ)різних гірських порід (граніти (див.ГРАНІТЬ), гнейси (див.ГНЕЙС)і т.п.). У вигляді осадових порід сполуки кальцію представлені крейдою та вапняками, що складаються в основному з мінералу кальциту (див.КАЛЬЦИТ)(CaCO 3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається у природі набагато рідше.
Доволі широко поширені такі мінерали кальцію, як вапняк (див.Вапняк)СaCO 3 , ангідрит (див.АНГІДРИТ) CaSO 4 та гіпс (див.ГІПС) CaSO 4 ·2H 2 O, флюорит (див.ФЛЮОРИТ) CaF 2 , апатити (див.АПАТИТИ) Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), доломіт (див.ДОЛОМІТЬ) MgCO 3 · СаCO 3 . Присутністю солей кальцію та магнію в природній воді визначається її жорсткість (див.ЖОРСТКІСТЬ ВОДИ). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксилапатит Ca 5 (PO 4) 3 (OH), або, в іншому записі, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Са(OH) 2 - основа кісткової тканини хребетних, у тому числі людини; з карбонату кальцію CaCO 3 складаються раковини та панцирі багатьох безхребетних, яєчна шкаралупа та ін.
Отримання
Металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl 2 (75-80%) і KCl або з CaCl 2 і CaF 2 а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Фізичні та хімічні властивості
Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях (див. Аллотропія (див.АЛОТРОПІЯ)). До 443 °C стійкий a-Ca з кубічними гранецентрованими гратами (параметр а = 0,558 нм), вище стійкий b-Ca з кубічними об'ємно центрованими гратами типу a-Fe (параметр a = 0,448 нм). Температура плавлення кальцію 839 °C, температура кипіння 1484 °C, густина 1,55 г/см 3 .
Хімічна активність кальцію висока, але нижче, ніж решти лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з киснем, вуглекислим газом та вологою повітря, через що поверхня металевого кальцію зазвичай тьмяно сіра, тому в лабораторії кальцій зазвичай зберігають, як і інші лужноземельні метали, у щільно закритій банці під шаром гасу.
У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca 2+ /Ca 0 -2,84, так що кальцій активно реагує з водою:
Ca + 2Н 2 О = Ca(ОН) 2 + Н 2.
З активними неметалами (киснем, хлором, бромом) кальцій реагує за звичайних умов:
2Са + Про 2 = 2СаО; Са + Br2 = CaBr2.
При нагріванні на повітрі чи кисні кальцій запалюється. З менш активними неметалами (воднем, бором, вуглецем, кремнієм, азотом, фосфором та іншими) кальцій вступає у взаємодію при нагріванні, наприклад:
Са + Н 2 = СаН 2 (гідрид кальцію),
Ca + 6B = CaB 6 (борід кальцію),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (нітрид кальцію)
Са + 2С = СаС 2 (карбід кальцію)
3Са + 2Р = Са 3 Р 2 (фосфід кальцію), відомі також фосфіди кальцію складів СаР і СаР 5;
2Ca + Si = Ca 2 Si (силіцид кальцію), відомі також силіциди кальцію складів CaSi, Ca 3 Si 4 і CaSi 2 .
Перебіг зазначених вище реакцій, зазвичай, супроводжується виділенням великої кількості теплоти (тобто. ці реакції - екзотермічні). У всіх з'єднаннях з неметалами ступінь окиснення кальцію +2. Більшість сполук кальцію з неметалами легко розкладається водою, наприклад:
СаН 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2
Ca 3 N 2 + 3Н 2 О = 3Са(ОН) 2 + 2NН 3 .
Оксид кальцію – типово основний. У лабораторії та техніці його отримують термічним розкладанням карбонатів:
CaCO3 = CaO+CO2.
Технічний оксид кальцію СаО називається негашеним вапном.
Він реагує з водою з утворенням Ca(ОН) 2 та виділенням великої кількості теплоти:
CaО + Н 2 О = Ca(ОН) 2 .
Отриманий таким способом Ca(ОН) 2 зазвичай називають гашеним вапном або вапняним молоком (див.Вапняне молоко)через те, що розчинність гідроксиду кальцію у воді невелика (0,02 моль/л при 20°C), і при внесенні його у воду утворюється біла суспензія.
При взаємодії з кислотними оксидами CaO утворює солі, наприклад:
CaО + 2 = СаСО 3 ; СаО + SO3 = CaSO4.
Іон Ca 2+ безбарвний. При внесенні в полум'я солей кальцію полум'я забарвлюється цегляно-червоний колір.
Такі солі кальцію, як хлорид CaCl 2 , бромід CaBr 2 , іодид CaI 2 і нітрат Ca(NO 3) 2 добре розчинні у воді. Нерозчинні у воді фторид CaF 2 , карбонат CaCO 3 , сульфат CaSO 4 , середній ортофосфат Ca 3 (PO 4) 2 , оксалат СаС 2 Про 4 та деякі інші.
Важливе значення має та обставина, що на відміну від середнього карбонату кальцію СаСО 3 кислий карбонат кальцію (гідрокарбонат) Са(НСО 3) 2 у воді розчинний. У природі це призводить до таких процесів. Коли холодна дощова або річкова вода, насичена вуглекислим газом, проникає під землю та потрапляє на вапняки, то спостерігається їх розчинення:
СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 .
У тих же місцях, де вода, насичена гідрокарбонатом кальцію, виходить на поверхню землі та нагрівається сонячним промінням, протікає зворотна реакція:
Са(НСО 3) 2 = СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О.
Так у природі відбувається перенесення великих мас речовин. В результаті під землею можуть утворитися величезні провали (див. Карст (див.Карст (явище природи))), а в печерах утворюються красиві кам'яні «бурульки» - сталактити (див.СТАЛАКТИТИ (мінеральні утворення)і сталагміти (див.СТАЛАГМІТИ).
Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову жорсткість води (див.ЖОРСТКІСТЬ ВОДИ). Тимчасової її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і осад випадає СаСО 3 . Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.
Застосування кальцію та його сполук
Металевий кальцій застосовують для металотермічного одержання урану. (див.УРАН (хімічний елемент)торія (див.ТОРІЙ), титану (див.ТИТАН (хімічний елемент), цирконію (див.ЦИРКОНІЙ), цезія (див.ЦЕЗІЙ)та рубідія (див.РУБІДІЙ).
Природні сполуки кальцію широко використовують у виробництві в'яжучих матеріалів (цемент (див.ЦЕМЕНТ), гіпс (див.ГІПС), вапно та ін). Зв'язуюча дія гашеного вапна заснована на тому, що з часом гідроксид кальцію реагує з вуглекислим газом повітря. В результаті реакції, що протікає, утворюються голчасті кристали кальциту СаСО з, які проростають в розташовані поруч камені, цеглу, інші будівельні матеріали і як би зварюють їх в єдине ціле. Кристалічний карбонат кальцію – мармур – прекрасний оздоблювальний матеріал. Крейда використовують для побілки. Великі кількості вапняку витрачаються при виробництві чавуну, оскільки дозволяють перевести тугоплавкі домішки залізної руди (наприклад, кварц SiO 2) порівняно легкоплавкі шлаки.
В якості дезінфікуючого засобудуже ефективне хлорне вапно (див.Хлорна звістка)- «хлорка» Ca(OCl)Cl - змішаний хлорид та гіпохлорид кальцію (див.КАЛЬЦІЯ ГІПОХЛОРИТ), Що володіє високою окисною здатністю.
Широко застосовується і сульфат кальцію, що існує як у вигляді безводної сполуки, так і у вигляді кристалогідратів - так званого «напівводного» сульфату - алебастру (див.АЛЕВІЗ ФРЯЗИН (Міланець)) CaSO 4 ·0,5H 2 O та двоводного сульфату - гіпсу CaSO 4 ·2H 2 O. Гіпс широко використовують у будівництві, у скульптурі, для виготовлення ліпнини та різних художніх виробів. Застосовують гіпс та в медицині для фіксації кісток при переломах.
Хлорид кальцію CaCl 2 використовують поряд з кухонною сіллю для боротьби з заледенінням дорожніх покриттів. Фторид кальцію СаF 2 – чудовий оптичний матеріал.
Кальцій в організмі
Кальцій – біогенний елемент (див.БІОГЕННІ ЕЛЕМЕНТИ), постійно присутній у тканинах рослин та тварин. Важливий компонент мінерального обмінутварин і людини та мінерального харчування рослин, кальцій виконує в організмі різноманітні функції. У складі апатиту (див.АПАТИТ), а також сульфату та карбонату кальцій утворює мінеральний компонент кісткової тканини. В організмі людини масою 70 кг міститься близько 1 кг кальцію. Кальцій бере участь у роботі іонних каналів (див.ІОННІ КАНАЛИ), що здійснюють транспорт речовин через біологічні мембрани, у передачі нервового імпульсу (див.НЕРВНИЙ ІМПУЛЬС), у процесах згортання крові (див.ЗГОРТАННЯ КРОВІ)та запліднення. Регулюють обмін кальцію в організмі кальцифероли (див.КАЛЬЦИФЕРОЛИ)(Вітамін D). Недолік чи надлишок кальцію призводить до різних захворювань – рахіту. (див.РАХІТ), кальцинозу (див.Кальциноз)та ін Тому їжа людини повинна в потрібних кількостях містити сполуки кальцію (800-1500 мг кальцію на добу). Вміст кальцію високо у молочних продуктах (таких, як сир, сир, молоко), у деяких овочах та інших продуктах харчування. Препарати кальцію широко використовуються у медицині.

Енциклопедичний словник. 2009 .

Синоніми:

Кальцій-Елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 20. Позначається символом Ca (лат. Calcium). Проста речовина кальцій (CAS-номер: 7440-70-2) – м'який, хімічно активний лужноземельний метал сріблясто-білого кольору.

Історія та походження назви

Назва елемента походить від латів. calx (у родовому відмінку calcis) - "вапно", "м'який камінь". Воно було запропоновано англійським хіміком Хемфрі Деві, який у 1808 р. виділив металевий кальцій електролітичним методом. Деві піддав електролізу суміш вологого гашеного вапна з оксидом ртуті HgO на платиновій пластині, яка була анодом. Катодом служив платиновий дріт, занурений у рідку ртуть. В результаті електролізу виходила амальгама кальцію. Відігнавши з неї ртуть, Деві отримав метал, названий кальцієм. Сполуки кальцію — вапняк, мармур, гіпс (а також вапно — продукт випалення вапняку) застосовувалися у будівельній справі вже кілька тисячоліть тому. До кінця XVIII століття хіміки вважали вапно простим тілом. В 1789 А. Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія, барит, глинозем і кремнезем - речовини складні.

Знаходження у природі

Через високу хімічну активність кальцій у вільному вигляді у природі не зустрічається.

На частку кальцію припадає 3,38% маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію та заліза).

Ізотопи

Кальцій зустрічається у природі у вигляді суміші шести ізотопів: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca та 48 Ca, серед яких найпоширеніший – 40 Ca – становить 96,97 %.

Із шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48 Ca, найважчий з шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), як було нещодавно виявлено, відчуває подвійний розпад бета з періодом напіврозпаду 5,3×10 19 років.

У гірських породах та мінералах

Більшість кальцію міститься у складі силікатів і алюмосилікатів різних гірських порід (граніти , гнейси тощо. п.), особливо у польовому шпаті — анортиті Ca.

У вигляді осадових порід сполуки кальцію представлені крейдою та вапняками, що складаються в основному з мінералу кальциту (CaCO3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається в природі набагато рідше.

Досить поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO 3 , ангідрит CaSO 4 , алебастр CaSO 4 ·0.5H 2 O і гіпс CaSO 4 ·2H 2 O, флюорит CaF 2 , апатити Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), доломіт MgCO 3 ·CaCO 3 . Присутністю солей кальцію та магнію у природній воді визначається її жорсткість.

Міграція у земній корі

У природній міграції кальцію істотну роль відіграє «карбонатна рівновага», пов'язана з оборотною реакцією взаємодії карбонату кальцію з водою та вуглекислим газом з утворенням розчинного гідрокарбонату:

СаСО 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Са (НСО 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -

(Рівновага зміщується вліво або вправо в залежності від концентрації вуглекислого газу).

Велику роль грає біогенна міграція.

У біосфері

З'єднання кальцію знаходяться практично у всіх тварин і рослинних тканинах (див. нижче). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксіапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH, або, в іншому записі, 3Ca 3 (PO 4) 2 · Са(OH) 2 - основа кісткової тканини хребетних, у тому числі людини; з карбонату кальцію CaCO 3 складаються раковини та панцирі багатьох безхребетних, яєчна шкаралупа та ін. У живих тканинах людини та тварин 1,4-2 % Са (за масовою часткою); у тілі людини масою 70 кг вміст кальцію — близько 1,7 кг (переважно у складі міжклітинної речовини кісткової тканини).

Отримання

Вільний металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl 2 (75-80 %) і KCl або CaCl 2 і CaF 2 , а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 ° C:

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

Властивості

Фізичні властивості

Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях. До 443 °C стійкий α-Ca з кубічною гранецентрованою решіткою (параметр а = 0,558 нм), вище стійкий β-Ca з кубічною об'ємно-центрованою решіткою типу α-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартна ентальпія Δ H 0 переходу α → β становить 0,93 кДж/моль.

Хімічні властивості

У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca 2+ /Ca 0 −2,84, так що кальцій активно реагує з водою, але без запалення:

Ca + 2Н 2 О = Ca(ОН) 2 + Н 2 + Q.

Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову твердість води. Тимчасової її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і осад випадає СаСО 3 . Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.

Застосування

Застосування металевого кальцію

Головне застосування металевого кальцію - це використання його як відновника при отриманні металів, особливо нікелю, міді та нержавіючої сталі. Кальцій і його гідрид використовуються також для отримання металів, що важко відновлюються, таких, як хром , торій і уран . Сплави кальцію зі свинцем знаходять застосування в акумуляторних батареях та підшипникових сплавах. Кальцієві гранули також використовуються для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів.

Металотермія

Чистий металевий кальцій широко застосовується у металотермії при отриманні рідкісних металів.

Легування сплавів

Ядерний синтез

Ізотоп 48 Ca - найбільш ефективний і вживаний матеріал для виробництва надважких елементів та відкриття нових елементів таблиці Менделєєва. Наприклад, у випадку використання іонів 48 Ca для отримання надважких елементів на прискорювачах ядра цих елементів утворюються в сотні і тисячі разів ефективніше, ніж при використанні інших «снарядів» (іонів). кальцію (нагріванням карбіду кальцію в азоті при 1200 °C, реакція йде екзотермічно, проводиться в ціанамідних печах).

Кальцій, а також його сплави з алюмінієм та магнієм використовуються в резервних теплових електричних батареях як анод (наприклад кальцій-хроматний елемент). Хромат кальцію використовується в таких батареях як катод. Особливість таких батарей - надзвичайно довгий термін зберігання (десятиліття) у придатному стані, можливість експлуатації в будь-яких умовах (космос, високий тиск), велика питома енергія за вагою та обсягом. Нестача у недовгому терміні дії. Такі батареї використовуються там, де необхідно на короткий термін створити колосальну електричну потужність (балістичні ракети, деякі космічні апарати тощо).

Крім того, сполуки кальцію вводять до складу препаратів для профілактики остеопорозу, у вітамінні комплекси для вагітних та літніх людей.

Біологічна роль кальцію

Кальцій – поширений макроелемент в організмі рослин, тварин та людини. В організмі людини та інших хребетних більша його частина міститься в скелеті та зубах у вигляді фосфатів. З різних форм карбонату кальцію (повістки) складаються скелети більшості груп безхребетних (губки, коралові поліпи, молюски та ін.). Іони кальцію беруть участь у процесах зсідання крові, а також у забезпеченні постійного осмотичного тиску крові. Іони кальцію також служать одним з універсальних вторинних посередників і регулюють різні внутрішньоклітинні процеси — м'язове скорочення, екзоцитоз, у тому числі секрецію гормонів і нейромедіаторів та ін. Концентрація кальцію в цитоплазмі клітин людини становить близько 10-7 моль, в міжклітинних рідинах 3 моль.

Потреба кальцію залежить від віку. Для дорослих необхідна денна норма становить від 800 до 1000 міліграмів (мг), а для дітей – від 600 до 900 мг, що для дітей дуже важливо через інтенсивне зростання кістяка. Велика частина кальцію, що надходить в організм людини з їжею, міститься в молочних продуктах, кальцій, що залишився, припадає на м'ясо, рибу, і деякі рослинні продукти (особливо багато містять бобові). Всмоктування відбувається як у товстому, так і тонкому кишечнику та полегшується кислим середовищем, вітаміном Д та вітаміном С, лактозою, ненасиченими жирними кислотами. Немаловажна роль магнію в кальцієвому обміні, при його нестачі кальцій «вимивається» з кісток і осаджується в нирках (ниркові камені) та м'язах.

Вміст кальцію в крові через велику кількість пов'язаних з ним процесів точно регулюється, і при правильному харчуванні дефіциту не виникає. Тривала відсутність у раціоні може спричинити судоми, біль у суглобах, сонливість, дефекти росту, а також запори. Глибокіший дефіцит призводить до постійних м'язових судом та остеопорозу. Зловживання кавою та алкоголем можуть бути причинами дефіциту кальцію, оскільки частина його виводиться із сечею.

Надлишкові дози кальцію і вітаміну Д можуть викликати гіперкальцемію, після якої слідує інтенсивна кальцифікація кісток і тканин (в основному зачіпає сечовидільну систему). Тривалий надлишок порушує функціонування м'язових та нервових тканин, збільшує згортання крові та зменшує засвоюваність цинку клітинами кісткової тканини. Максимальна добова доза становить для дорослого від 1500 до 1800 міліграм.

Вагітні та годуючі грудьми жінки – від 1500 до 2000 мг.

З'єднання кальцію- вапняк, мармур, гіпс (а також вапно - продукт вапняку) вже в давнину застосовувалися в будівельній справі. До кінця 18 століття хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 році А. Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія, барит, глинозем і кремнезем - речовини складні. В 1808 Деві, піддаючи електролізу з ртутним катодом суміш вологого гашеного вапна з окисом ртуті, приготував амальгаму кальцію, а відігнавши з неї ртуть, отримав метал, названий «кальцій» (від лат. Calх,рід. відмінок calcis – вапно).

Розміщення електронів орбіталями.

+20Са ... | 3s 3p 3d | 4s

Кальцій називається лужноземельним металом, його відносять до S-елементів. На зовнішньому електронному рівні кальцій має два електрони, тому він дає сполуки: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 і т.д. Кальцій відноситься до типових металів - він має велику спорідненість до кисню, відновлює майже всі метали з їх оксидів, утворює досить сильну основу Ca(OH)2.

Кристалічні грати металів можуть бути різних типів, проте для кальцію характерні гранецентровані кубічні грати.

Розміри, форму та взаємне розташування кристалів у металах випромінюють металографічними методами. Найбільш повну оцінку структури металу у цьому відношенні дає мікроскопічний аналізйого шліфу. З випробуваного металу вирізують зразок і його площину шліфують, полірують і протруюють спеціальним розчином (травником). Внаслідок травлення виділяється структура зразка, яку розглядають або фотографують за допомогою металографічного мікроскопа.

Кальцій – легкий метал (d=1,55), сріблясто-білого кольору. Він твердіший і плавиться при вищій температурі (851 °С) в порівнянні з натрієм, який розташований поруч з ним у періодичній системі. Це пояснюється тим, що на один іон кальцію в металі припадає два електрони. Тому хімічний зв'язок між іонами та електронним газом у нього міцніший, ніж у натрію. За хімічних реакцій валентні електрони кальцію переходять до атомів інших елементів. При цьому утворюються двозарядні іони.

Кальцій має велику хімічну активність по відношенню до металів, особливо до кисню. На повітрі він окислюється повільніше лужних металів, тому що окисна плівка на ньому менш проникна для кисню. При нагріванні кальцій згоряє з виділенням величезних кількостей теплоти:

З водою кальцій вступає в реакцію, витісняючи з неї водень і утворюючи основу:

Са + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

Завдяки велику хімічну активність до кисню кальцій знаходить деяке застосування для отримання рідкісних металів з їх оксидів. Окиси металів нагрівають разом із кальцієвою стружкою; в результаті реакцій виходить окис кальцію та метал. На цій же властивості засновано застосування кальцію та його деяких сплавів для так званого розкислення металів. Кальцій додають у розплавлений метал, і він видаляє сліди розчиненого кисню; оксид кальцію, що утворюється, спливає на поверхню металу. Кальцій входить до складу деяких сплавів.

Отримують кальцій електролізом розплавленого хлориду кальцію або алюмінієвим методом. Окис кальцію, або гашене вапно, є порошком білого кольору, плавиться воно при 2570 °С. Отримують її прожарюванням вапняку:

СаСО3 = СаО + СО2^

Окис кальцію - основний оксид, тому він вступає в реакцію з кислотами та ангідридами кислот. З водою вона дає основу - гідроокис кальцію:

СаО + H2О = Са(ОН)2

Приєднання води до окису кальцію, яке називається гасінням вапна, протікає з виділенням великої кількості теплоти. Частина води при цьому перетворюється на пару. Гідроокис кальцію, або гашене вапно, - речовина білого кольору, трохи розчинна у воді. Водний розчингідроксиду кальцію називається вапняною водою. Такий розчин має досить сильні лужні властивості, тому що гідроокис кальцію добре дисоціює:

Са(ОН)2 = Са + 2ОН

Порівняно з гідратами оксидів лужних металів гідроксид кальцію - слабша основа. Пояснюється це тим, що іон кальцію двозарядний і сильніше притягує гідроксильні групи.

Гашене вапно та його розчин, званий вапняною водою, вступають у реакції з кислотами та ангідридами кислот, у тому числі і з двоокисом вуглецю. Вапняна вода служить в лабораторіях для відкриття двоокису вуглецю, так як нерозчинний вуглекислий кальцій, що утворюється, викликає помутніння води:

Са + 2ОН + СО2 = СаСО3v + Н2О

Однак при тривалому пропусканні двоокису вуглецю розчин знову стає прозорим. Це пояснюється тим, що карбонат кальцію перетворюється на розчинну сіль - гідрокарбонат кальцію:

СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2

У промисловості кальцій одержують двома способами:

Нагріванням брикетованої суміші СаО та порошку Аl при 1200 °С у вакуумі 0,01 - 0,02 мм. рт. ст.; що виділяються по реакції:

6СаО + 2Аl = 3CaO · Al2O3 + 3Ca

Пара кальцію кондонсується на холодній поверхні.

Електролізом розплаву СаСl2 і КСl з рідким мідно-кальцієвим катодом готують сплав Сu - Ca (65% Ca), з якого відганяють кальцій при температурі 950 - 1000 °С у вакуумі 0,1 - 0,001 мм.рт.ст.

Розроблено також спосіб одержання кальцію термічною дисоціацією карбіду кальцію СаС2.

Кальцій належить до найпоширеніших у природі елементів. У земній корі його міститься приблизно 3% (мас.). Солі кальцію утворюють у природі великі скупчення як карбонатів (крейда, мармур), сульфатів (гіпс), фосфатів (фосфоритів). Під дією води та двоокису вуглецю карбонати переходять у розчин у вигляді гідрокарбонатів і переносяться підземними та річковими водамивеликі відстані. При вимиванні солей кальцію можуть утворюватися печери. За рахунок випаровування води або підвищення температури на новому місці можуть утворюватися відкладення карбонату кальцію. Так, наприклад, утворюються сталактити та сталагміти в печерах.

Розчинні солі кальцію та магнію зумовлюють загальну жорсткість води. Якщо вони є у воді в невеликих кількостях, то вода називається м'якою. При великому змістіцих солей (100 – 200 мг. солей кальцію – в 1 л. у перерахунку на іони) вода вважається жорсткою. У такій воді мило погано піниться, оскільки солі кальцію та магнію утворюють з ним нерозчинні сполуки. У твердій воді погано розварюються харчові продукти, і при кип'ятінні вона дає на стінках парових котлів накип. Накип погано проводить теплоту, викликає збільшення витрати палива та прискорює зношування стінок котла. Освіта накипу - складний процес. При нагріванні кислі солі вугільної кислоти кальцію та магнію розкладаються та переходять у нерозчинні карбонати:

Са + 2НСО3 = Н2О + СО2 + СаСО3v

Розчинність сульфату кальцію СаSO4 при нагріванні також знижується, тому він входить до складу накипу.

Жорсткість викликана присутністю у воді гідрокарбонатів кальцію та магнію, називається карбонатною або тимчасовою, тому що вона усувається при кип'ятінні. Крім карбонатної жорсткості, розрізняють ще некарбонатну жорсткість, яка залежить від вмісту у воді сульфатів та хлоридів кальцію та магнію. Ці солі не видаляються при кип'ятінні, і тому некарбонатну твердість називають також постійною твердістю. Карбонатна та некарбонатна жорсткість у сумі дає загальну жорсткість.

Для повного усунення твердості воду іноді переганяють. Для усунення карбонатної твердості воду кип'ятять. Загальну жорсткість усувають або додаванням хімічних речовин або за допомогою так званих катіонітів. При використанні хімічного методу розчинні солі кальцію та магнію переводять у нерозчинні карбонати, наприклад додають вапняне молоко та соду:

Са + 2НСО3 + Са + 2ОН = 2Н2О + 2СаСО3v

Са + SO4 + 2Na + CO3 = 2Na + SO4 + CaCO3v

Усунення жорсткості за допомогою катіонітів – процес більш досконалий. Катіоніти - складні речовини(природні сполуки кремнію та алюмінію, високомалекулярні органічні сполуки), склад яких можна виразити формулою Na2R, де R - складний кислотний залишок. При фільтруванні води через шар катіоніту відбувається обмін іонів (катіонів) Na на іони Са та Mg:

Са + Na2R = 2Na + CaR

Отже, іони Са з розчину переходять в катіоніт, а іони Na переходять з катіоніту в розчин. Для відновлення використаного катіоніту його промивають розчином кухонної солі. При цьому відбувається зворотний процес: іони Са в катіоніті замінюються на іони Na:

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

Регенерований катіоніт можна знову застосовувати для очищення води.

У вигляді чистого металу Са застосовують як відновник U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb та деяких рідкісноземельних металів та їх сполук. Його використовують також для розкислення сталей, бронз та інших сплавів, для видалення сірки з нафтопродуктів, для зневоднення органічних рідин, для очищення аргону від домішок азоту та як поглинач газів в електровакуумних приладах. Велике застосуванняв техніці отримали антифікаційні матеріали системи Pb-Na-Ca, а також сплави Pb-Ca, що служать для виготовлення оболонки електричних кабелів. Сплав Ca - Si - Ca (силікокальцій) застосовується як розкислювач та дегазатор у виробництві якісних сталей.

Кальцій - один із біогенних елементів, необхідних для нормального перебігу життєвих процесів. Він присутній у всіх тканинах та рідинах тварин і рослин. Лише рідкісні організми можуть розвиватися в середовищі, позбавленому Са. У деяких організмів вміст Са досягає 38%: у людини – 1,4 – 2%. Клітини рослинних і тваринних організмів потребують строго певних співвідношеннях іонів Са, Na і До позаклітинних середовищах. Рослини отримують Са із ґрунту. По їх відношенню до Са рослини поділяють на кальцефіли та кальцефоби. Тварини отримують Са з їжею та водою. Са необхідний освіти низки клітинних структур, підтримки нормальної проникності зовнішніх клітинних мембран, запліднення яйцеклітин риб та інших тварин, активізації низки ферментів. Іони Са передають збудження на м'язове волокно, викликаючи його скорочення, збільшують силу серцевих скорочень, підвищують фагоцитарну функцію лейкоцитів, активують систему захисних білків крові, беруть участь у її зсіданні. У клітинах майже весь Са знаходиться у вигляді сполук з білками, нуклеїновими кислотами, фосфоліпідами, у комплексах з неорганічними фосфатами та органічними кислотами. У плазмі крові людини та вищих тварин тільки 20 – 40 % Са може бути пов'язане з білками. У тварин, що мають скелет, до 97 - 99% всього Са використовується як будівельний матеріал: у безхребетних в основному у вигляді СаСО3 (раковина молюсків, корали), у хребетних - у вигляді фосфатів. Багато безхребетних запасають Са перед линянням для побудови нового скелета або для забезпечення життєвих функцій у несприятливих умовах. Зміст Са в крові людини та вищих тварин регулюється гормонами паращитовидних і щитовидний залоз. Найважливішу роль цих процесах грає вітамін D. Всмоктування Са відбувається у передньому відділі тонкого кишечника. Засвоєння Са погіршується при зниженні кислотності у кишечнику і залежить від співвідношення Са, фосфору та жиру в їжі. Оптимальні співвідношення Са/Р у коров'ячому молоці близько 1,3 (у картоплі 0,15, у бобах 0,13, у м'ясі 0,016). При надлишку їжі Р і щавлевої кислоти всмоктування Са погіршується. Жовчні кислотиприскорюють його всмоктування. Оптимальні співвідношення Са/жир їжі людини 0,04 - 0,08 р. Са на 1г. жиру. Виділення Са відбувається головним чином через кишківник. Ссавці в період лактації втрачають багато Са з молоком. При порушеннях фосфорно-кальцієвого обміну у молодих тварин та дітей розвивається рахіт, у дорослих тварин – зміна складу та будови скелета (остеомаляція).

У медицині препаратів Са усуває порушення, пов'язані з нестачею іонів Са в організмі (при тетанії, спазмофілії, рахіті). Препарати Са знижують підвищену чутливістьдо алергенів та використовуються для лікування алергічних захворювань(Сироваткова хвороба, сонна лихоманка та ін.). Препарати Са зменшують підвищену проникність судин та мають протизапальну дію. Їх застосовують при геморагічному васкуліті, променевій хворобі, запальних процесах (пневманія, плеврит та ін.) та деяких шкірних захворюваннях. Призначають як кровоспинний засіб, для поліпшення діяльності серцевого м'яза та посилення дії препаратів наперстянки, як протиотрути при отруєнні солями магнію. Разом з іншими засобами препарати Са застосовують для стимулювання родової діяльності. Хлористий Са вводять через рот і внутрішньовенно. Оссокальцинол (15% стерильна суспензія особливим чином приготовленого кісткового порошку в персиковій олії) запропонований для тканинної терапії.

До препаратів Са відносяться також гіпс (СаSO4), що застосовується в хірургії для гіпсових пов'язок, і крейда (СаСО3), що призначається внутрішньо при підвищеній кислотності шлункового соку і для приготування зубного порошку.