Missä kalsiumia käytetään? Kalsium luonnossa (3,4 % maankuoressa)

Kalsiumyhdisteet- kalkkikiveä, marmoria, kipsiä (sekä kalkkia - kalkkikiven tuotetta) on käytetty rakentamisessa muinaisista ajoista lähtien. 1700-luvun loppuun asti kemistit pitivät kalkkia yksinkertaisena aineena. Vuonna 1789 A. Lavoisier ehdotti, että kalkki, magnesiumoksidi, bariitti, alumiinioksidi ja piidioksidi ovat monimutkaisia ​​aineita. Vuonna 1808 Davy elektrolyysillä elohopeakatodilla märän sammutetun kalkin ja elohopeaoksidin seoksen valmisti kalsiumamalgaamin, ja ajettuaan elohopeaa siitä hän sai metallin nimeltä "kalsium" (lat. Calx, suvun. tapaus calcis - kalkki).

Elektronien sijoittuminen kiertoradalle.

+20Ca… |3s 3p 3d | 4s

Kalsiumia kutsutaan maa-alkalimetalliksi, se luokitellaan S-alkuaineeksi. Ulkoisella elektronitasolla kalsiumilla on kaksi elektronia, joten se antaa yhdisteitä: CaO, Ca (OH) 2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 jne. Kalsium kuuluu tyypillisiin metalleihin - sillä on korkea affiniteetti happea kohtaan, se pelkistää lähes kaikki metallit oksideistaan ​​ja muodostaa melko vahvan emäksen Ca (OH) 2.

Metallien kidehilat voivat olla erityyppisiä, mutta kalsiumille on tunnusomaista kasvokeskeinen kuutiohila.

Metalleissa olevien kiteiden koot, muoto ja keskinäinen järjestys saadaan aikaan metallografisilla menetelmillä. Täydellisin arvio metallirakenteesta tässä suhteessa saadaan sen ohuen poikkileikkauksen mikroskooppisella analyysillä. Testattavasta metallista leikataan näyte, jonka taso hiotaan, kiillotetaan ja syövytetään erikoisliuoksella (etchant). Syövytyksen tuloksena korostuu näytteen rakenne, jota tutkitaan tai valokuvataan metallografisella mikroskoopilla.

Kalsium on kevytmetalli (d = 1,55), väriltään hopeanvalkoinen. Se on kovempaa ja sulaa korkeammassa lämpötilassa (851 °C) kuin natrium, joka on sen vieressä jaksollisessa taulukossa. Tämä johtuu siitä, että metallissa on kaksi elektronia per kalsiumioni. Siksi ionien ja elektronikaasun välinen kemiallinen sidos on vahvempi kuin natriumin. Kemiallisissa reaktioissa kalsiumin valenssielektroneja siirtyy muiden alkuaineiden atomeihin. Tässä tapauksessa muodostuu kaksinkertaisesti varautuneita ioneja.

Kalsium reagoi voimakkaasti metallien, erityisesti hapen kanssa. Ilmassa se hapettuu hitaammin kuin alkalimetallit, koska sen päällä oleva oksidikalvo on vähemmän happea läpäisevä. Kuumennettaessa kalsium palaa vapauttaen valtavia määriä lämpöä:

Kalsium reagoi veden kanssa syrjäyttäen vedyn ja muodostaen emäksen:

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

Suuren hapen kanssa reagointikykynsä ansiosta kalsiumilla on käyttöä harvinaisten metallien saamiseksi oksideistaan. Metallioksidit kuumennetaan yhdessä kalsiumlastujen kanssa; reaktioiden seurauksena saadaan kalsiumoksidia ja metallia. Kalsiumin ja joidenkin sen metalliseosten käyttö metallien ns. deoksidaatiossa perustuu samaan ominaisuuteen. Kalsiumia lisätään sulaan metalliin ja se poistaa jäämiä liuenneesta hapesta; tuloksena oleva kalsiumoksidi kelluu metallin pinnalle. Kalsium on osa joitakin seoksia.

Kalsiumia saadaan sulan kalsiumkloridin elektrolyysillä tai aluminotermisellä menetelmällä. Kalsiumoksidi tai sammutettu kalkki on valkoinen jauhe, joka sulaa 2570 °C:ssa. Sitä saadaan kalsinoimalla kalkkikiveä:

CaCO3 \u003d CaO + CO2 ^

Kalsiumoksidi on emäksinen oksidi, joten se reagoi happojen ja happoanhydridien kanssa. Veden kanssa se antaa emäksen - kalsiumhydroksidin:

CaO + H2O = Ca(OH)2

Veden lisääminen kalsiumoksidiin, jota kutsutaan kalkkisammutukseksi, etenee vapauttamalla suuri määrä lämpöä. Osa vedestä muuttuu höyryksi. Kalsiumhydroksidi tai sammutettu kalkki on valkoinen aine, joka liukenee heikosti veteen. Kalsiumhydroksidin vesiliuosta kutsutaan kalkkivedeksi. Tällaisella liuoksella on melko voimakkaita alkalisia ominaisuuksia, koska kalsiumhydroksidi dissosioituu hyvin:

Ca (OH) 2 \u003d Ca + 2OH

Alkalimetallioksidien hydraatteihin verrattuna kalsiumhydroksidi on heikompi emäs. Tämä selittyy sillä, että kalsiumioni on kaksinkertaisesti varautunut ja vetää puoleensa voimakkaammin hydroksyyliryhmiä.

Hydratoitu kalkki ja sen liuos, jota kutsutaan kalkkivedeksi, reagoivat happojen ja happoanhydridien, mukaan lukien hiilidioksidin, kanssa. Kalkkivettä käytetään laboratorioissa hiilidioksidin löytämiseen, koska tuloksena oleva liukenematon kalsiumkarbonaatti saa veden sameaksi:

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Kuitenkin, kun hiilidioksidia johdetaan pitkään, liuos muuttuu taas läpinäkyväksi. Tämä johtuu siitä, että kalsiumkarbonaatti muuttuu liukoiseksi suolaksi - kalsiumbikarbonaatiksi:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

Teollisuudessa kalsiumia saadaan kahdella tavalla:

Kuumentamalla CaO- ja Al-jauheen brikettiseosta 1200 °C:ssa 0,01 - 0,02 mm:n tyhjiössä. rt. Taide.; vapautuu reaktiosta:

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

Kalsiumhöyry tiivistyy kylmälle pinnalle.

CaCl2- ja KCl-sulan elektrolyysillä nestemäisellä kupari-kalsiumkatodilla valmistetaan Cu-Ca-seos (65 % Ca), josta kalsium tislataan pois lämpötilassa 950 - 1000 °C tyhjössä 0,1 - 0,001 mm Hg.

On myös kehitetty menetelmä kalsiumin saamiseksi kalsiumkarbidin CaC2 lämpödissosiaatiolla.

Kalsium on yksi luonnon runsaimmista alkuaineista. Se sisältää noin 3 % (massa) maankuoressa. Kalsiumsuolat muodostavat luonnossa suuria kertymiä karbonaattien (liitu, marmori), sulfaattien (kipsi), fosfaattien (fosforiittien) muodossa. Veden ja hiilidioksidin vaikutuksesta karbonaatit liukenevat hiilivetyinä ja kulkeutuvat maanalaisissa ja jokivesissä pitkiä matkoja. Kun kalsiumsuolat huuhtoutuvat pois, voi muodostua luolia. Veden haihtumisen tai lämpötilan nousun seurauksena kalsiumkarbonaattikertymiä voi muodostua uuteen paikkaan. Joten esimerkiksi luolissa muodostuu tippukivikiviä ja stalagmiitteja.

Liukoiset kalsium- ja magnesiumsuolat määräävät veden kokonaiskovuuden. Jos niitä on vedessä pieniä määriä, vettä kutsutaan pehmeäksi. Näiden suolojen suurella pitoisuudella (100 - 200 mg kalsiumsuoloja - 1 litrassa ioneina mitattuna) vettä pidetään kovana. Tällaisessa vedessä saippua vaahtoaa huonosti, koska kalsium- ja magnesiumsuolat muodostavat sen kanssa liukenemattomia yhdisteitä. Kovassa vedessä elintarvikkeet keitetään huonosti, ja keitettynä se aiheuttaa kalkkia höyrykattiloiden seinille. Kalkki ei johda hyvin lämpöä, lisää polttoaineen kulutusta ja nopeuttaa kattilan seinien kulumista. Kalkkien muodostuminen on monimutkainen prosessi. Kuumennettaessa kalsium- ja magnesiumhiilihapon happosuolat hajoavat ja muuttuvat liukenemattomiksi karbonaateiksi:

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

Myös kalsiumsulfaatin CaSO4:n liukoisuus heikkenee kuumennettaessa, joten se on osa asteikkoa.

Vedessä olevien kalsium- ja magnesiumbikarbonaattien aiheuttamaa kovuutta kutsutaan karbonaatiksi tai väliaikaiseksi, koska se eliminoituu keittämällä. Karbonaattikovuuden lisäksi erotetaan myös ei-karbonaattikovuus, joka riippuu sulfaattien ja kalsium- ja magnesiumkloridien pitoisuudesta vedessä. Näitä suoloja ei poisteta keittämällä, ja siksi karbonaattitonta kovuutta kutsutaan myös vakiokovuudeksi. Karbonaatti- ja karbonaattikovuus laskevat yhteen kokonaiskovuuden.

Kovuuden poistamiseksi kokonaan vettä tislataan joskus. Keitä vettä karbonaatin kovuuden poistamiseksi. Yleinen kovuus eliminoidaan joko lisäämällä kemikaaleja tai käyttämällä ns. kationinvaihtimia. Kemiallista menetelmää käytettäessä liukoiset kalsium- ja magnesiumsuolat muunnetaan liukenemattomiksi karbonaateiksi, esimerkiksi lisätään kalkkimaitoa ja soodaa:

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

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

Jäykkyyden poistaminen kationinvaihtimilla on edistyneempi prosessi. Kationinvaihtimet ovat monimutkaisia ​​aineita (piin ja alumiinin luonnollisia yhdisteitä, korkean molekyylipainon orgaanisia yhdisteitä), joiden koostumus voidaan ilmaista kaavalla Na2R, jossa R on monimutkainen happojäännös. Kun vesi suodatetaan kationinvaihdinkerroksen läpi, Na-ionit (kationit) vaihtuvat Ca- ja Mg-ioneiksi:

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Tämän seurauksena Ca-ionit liuoksesta siirtyvät kationinvaihtimeen ja Na-ionit kationinvaihtajasta liuokseen. Käytetyn kationinvaihtimen palauttamiseksi se pestään tavallisella suolaliuoksella. Tässä tapauksessa tapahtuu käänteinen prosessi: kationinvaihtimessa olevat Ca-ionit korvataan Na-ioneilla:

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

Regeneroitua kationinvaihdinta voidaan käyttää uudelleen vedenkäsittelyyn.

Puhtaan metallin muodossa olevaa Ca:ta käytetään pelkistimenä U:lle, Th:lle, Cr:lle, V:lle, Zr:lle, Cs:lle, Rb:lle ja eräille harvinaisille maametallille ja niiden yhdisteille. Sitä käytetään myös terästen, pronssien ja muiden metalliseosten hapettumisenestoon, rikin poistamiseen öljytuotteista, orgaanisten nesteiden kuivaamiseen, argonin puhdistamiseen typen epäpuhtauksista ja kaasun absorboijana sähköisissä tyhjiölaitteissa. Pb - Na - Ca -järjestelmän antifiction-materiaalit sekä Pb - Ca -seokset, joista valmistetaan sähkökaapeleiden vaippa, ovat saaneet suurta käyttöä tekniikassa. Seosta Ca-Si-Ca (piikalsiumia) käytetään hapettumisen- ja kaasunpoistoaineena laatuterästen tuotannossa.

Kalsium on yksi biogeenisista alkuaineista, joita tarvitaan normaaliin elämänprosessiin. Sitä on kaikissa eläinten ja kasvien kudoksissa ja nesteissä. Vain harvinaiset organismit voivat kehittyä ympäristössä, jossa ei ole Ca. Joissakin organismeissa Ca-pitoisuus on 38 %: ihmisillä - 1,4 - 2%. Kasvi- ja eläinorganismien solut tarvitsevat tiukasti määritellyt Ca-, Na- ja K-ionien suhteet solunulkoisissa väliaineissa. Kasvit saavat Ca maaperästä. Suhteensa mukaan Ca:hun kasvit jaetaan kalkefiileihin ja kalkefobeihin. Eläimet saavat Ca:ta ruoasta ja vedestä. Ca on välttämätön useiden solurakenteiden muodostumiseen, ulompien solukalvojen normaalin läpäisevyyden ylläpitämiseen, kalojen ja muiden eläinten munien hedelmöittämiseen ja useiden entsyymien aktivoimiseen. Ca-ionit välittävät viritystä lihaskuituun aiheuttaen sen supistumisen, lisäävät sydämen supistusten voimakkuutta, lisäävät leukosyyttien fagosyyttistä toimintaa, aktivoivat suojaavien veren proteiinien järjestelmää ja osallistuvat sen hyytymiseen. Soluissa lähes kaikki Ca on yhdisteiden muodossa proteiinien, nukleiinihappojen, fosfolipidien kanssa, komplekseissa epäorgaanisten fosfaattien ja orgaanisten happojen kanssa. Ihmisten ja korkeampien eläinten veriplasmassa vain 20-40 % Ca voi liittyä proteiineihin. Eläimillä, joilla on luuranko, jopa 97 - 99% kaikesta Ca:sta käytetään rakennusmateriaalina: selkärangattomissa pääasiassa CaCO3:n muodossa (nilviäisten kuoret, korallit), selkärankaisissa fosfaattien muodossa. Monet selkärangattomat varastoivat Ca:ta ennen sulamista rakentaakseen uuden luurangon tai tarjotakseen elintoimintoja epäsuotuisissa olosuhteissa. Ihmisen ja korkeampien eläinten veren Ca-pitoisuutta säätelevät lisäkilpirauhasen ja kilpirauhasen hormonit. Näissä prosesseissa tärkein rooli on D-vitamiini, jonka Ca- imeytyminen tapahtuu ohutsuolen etuosassa. Ca:n assimilaatio pahenee suolen happamuuden alenemisen myötä ja riippuu ruuan Ca, fosforin ja rasvan suhteesta. Lehmänmaidon optimaalinen Ca/P-suhde on noin 1,3 (perunoissa 0,15, papuissa 0,13, lihassa 0,016). Jos ruoassa on liikaa P:tä ja oksaalihappoa, Ca:n imeytyminen huononee. Sappihapot nopeuttavat sen imeytymistä. Optimaalinen Ca/rasva-suhde ihmisen ruoassa on 0,04 - 0,08 g Ca per 1 g. rasvaa. Ca erittyy pääasiassa suoliston kautta. Imetyksen aikana nisäkkäät menettävät paljon Ca:ta maidon mukana. Nuorten eläinten ja lasten fosfori-kalsium-aineenvaihdunnan häiriöiden yhteydessä kehittyy riisitauti, aikuisilla eläimillä - luuston koostumuksen ja rakenteen muutos (osteomalasia).

Lääketieteessä Ca-lääkkeet poistavat häiriöt, jotka liittyvät Ca-ionien puutteeseen kehossa (tetania, spasmofilia, riisitauti). Ca-valmisteet vähentävät yliherkkyyttä allergeeneille ja niitä käytetään allergisten sairauksien (seerumitauti, unikuume jne.) hoitoon. Ca-valmisteet vähentävät lisääntynyttä verisuonten läpäisevyyttä ja niillä on anti-inflammatorinen vaikutus. Niitä käytetään verenvuotoverisuonitulehdukseen, säteilysairauteen, tulehdusprosesseihin (keuhkokuume, keuhkopussintulehdus jne.) ja joihinkin ihosairauksiin. Sitä määrätään hemostaattisena aineena parantamaan sydänlihaksen toimintaa ja tehostamaan digitalis-valmisteiden vaikutusta, vastalääkenä magnesiumsuolojen myrkytykseen. Ca-valmisteita käytetään yhdessä muiden lääkkeiden kanssa synnytyksen kiihdyttämiseen. Ca-kloridia annetaan suun kautta ja suonensisäisesti. Ossokalsinolia (15 % steriiliä suspensiota erikoisvalmistetusta luujauheesta persikkaöljyssä) on ehdotettu kudosterapiaan.

Ca-valmisteita ovat myös kipsi (CaSO4), jota käytetään kipsikirurgiassa, ja liitu (CaCO3), joka annetaan suun kautta mahanesteen happamuuden lisäämiseksi ja hammasjauheen valmistukseen.

Etusivu / Luennot 1. vuosi / Yleinen ja orgaaninen kemia / Kysymys 23. Kalsium / 2. Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet

fyysiset ominaisuudet. Kalsium on hopeanvalkoinen muokattava metalli, joka sulaa 850 °C:ssa. C ja kiehuu 1482 asteessa. C. Se on paljon kovempaa kuin alkalimetallit.

Kemiallisia ominaisuuksia. Kalsium on aktiivinen metalli. Joten normaaleissa olosuhteissa se on helposti vuorovaikutuksessa ilmakehän hapen ja halogeenien kanssa:

2 Ca + O2 \u003d 2 CaO (kalsiumoksidi);

Ca + Br2 = CaBr2 (kalsiumbromidi).

Vedyn, typen, rikin, fosforin, hiilen ja muiden ei-metallien kanssa kalsium reagoi kuumennettaessa:

Ca + H2 = CaH2 (kalsiumhydridi);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (kalsiumnitridi);

Ca + S = CaS (kalsiumsulfidi);

3Ca + 2P = Ca3P2 (kalsiumfosfidi);

Ca + 2 C \u003d CaC2 (kalsiumkarbidi).

Kalsium vuorovaikuttaa hitaasti kylmän veden kanssa ja erittäin voimakkaasti kuuman veden kanssa:

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

Kalsium voi ottaa pois happea tai halogeeneja vähemmän aktiivisten metallien oksideista ja halogenideista, eli sillä on pelkistäviä ominaisuuksia:

5 Ca + Nb2O5 = CaO + 2 Nb;

• 1. Luonnossa oleminen
• 3. Kuitti
• 4. Sovellus

www.medkurs.ru

Kalsium | opas Pesticides.ru

Monille ihmisille tieto kalsiumista rajoittuu siihen, että tämä alkuaine on välttämätön terveille luille ja hampaille. Missä muualla se on, miksi sitä tarvitaan ja kuinka tarpeellista, kaikilla ei ole käsitystä. Kalsiumia löytyy kuitenkin monista meille tutuista yhdisteistä, sekä luonnollisista että ihmisen valmistamista. Liitu ja kalkki, luolien stalaktiitit ja stalagmiitit, muinaiset fossiilit ja sementti, kipsi ja alabasteri, maitotuotteet ja osteoporoosilääkkeet - kaikki tämä ja paljon muuta sisältävät runsaasti kalsiumia.

Tämän elementin hankki ensimmäisenä G. Davy vuonna 1808, ja aluksi sitä ei käytetty kovin aktiivisesti. Silti nyt tämä metalli on tuotannossa mitattuna viidenneksi maailmassa, ja sen tarve kasvaa vuosi vuodelta. Kalsiumin pääasiallinen käyttöalue on rakennusmateriaalien ja seosten valmistus. Se on kuitenkin tarpeen paitsi talojen, myös elävien solujen rakentamiseen. Ihmiskehossa kalsium on osa luurankoa, mahdollistaa lihasten supistukset, varmistaa veren hyytymisen, säätelee useiden ruoansulatusentsyymien toimintaa ja suorittaa muita melko lukuisia toimintoja. Se on yhtä tärkeä muille eläville esineille: eläimille, kasveille, sienille ja jopa bakteereille. Samaan aikaan kalsiumin tarve on melko korkea, mikä mahdollistaa sen luokittelun makroravinteeksi.

Kalsium (kalsium), Ca on Mendelejevin jaksollisen järjestelmän II ryhmän pääalaryhmän kemiallinen alkuaine. Atomiluku - 20. Atomimassa - 40,08.

Kalsium on maa-alkalimetalli. Vapaassa tilassa muokattava, melko kova, valkoinen. Tiheydellä tarkoitetaan kevytmetalleja.

• Tiheys - 1,54 g / cm3,
• Sulamispiste - +842 °C,
• Kiehumispiste - +1495 ° C.

Kalsiumilla on selvät metalliset ominaisuudet. Kaikissa yhdisteissä hapetusaste on +2.

Ilmassa se on peitetty oksidikerroksella, kuumennettaessa se palaa punertavalla, kirkkaalla liekillä. Se reagoi hitaasti kylmän veden kanssa ja syrjäyttää nopeasti vedyn kuumasta vedestä ja muodostaa hydroksidia. Reagoiessaan vedyn kanssa se muodostaa hydridejä. Huoneenlämmössä se reagoi typen kanssa muodostaen nitridejä. Se myös yhdistyy helposti halogeenien ja rikin kanssa, palauttaa metallioksideja kuumennettaessa.

Kalsium on yksi luonnon runsaimmista alkuaineista. Maankuoressa sen pitoisuus on 3 painoprosenttia. Sitä esiintyy liidun, kalkkikiven, marmorin (luonnollinen kalsiumkarbonaatin CaCO3) kerrostumien muodossa. Suuria määriä esiintyy kipsiä (CaSO4 x 2h3O), fosforiittia (Ca3 (PO4) 2) ja erilaisia ​​kalsiumia sisältäviä silikaatteja.

Vesi

kova vesi

pehmeä vesi

Maaperät

Kalsiumin hävikki maaperästä johtuu sen huuhtoutumisesta sateen vaikutuksesta. Tämä prosessi riippuu maaperän granulometrisesta koostumuksesta, sateesta, kasvilajeista, kalkki- ja mineraalilannoitteiden muodoista ja annoksista. Näistä tekijöistä riippuen peltokerroksen kalsiumhäviöt vaihtelevat useista kymmenistä 200–400 kg/ha tai enemmän.

Kalsiumpitoisuus eri maaperätyypeissä

Podzolic maaperä sisältää 0,73 % (maan kuiva-aineesta) kalsiumia.

Harmaa metsä - 0,90% kalsiumia.

Chernozems - 1,44% kalsiumia.

Serozems - 6,04% kalsiumia.

Kasveissa kalsium on fosfaattien, sulfaattien, karbonaattien muodossa, pektiinin ja oksaalihappojen suolojen muodossa. Lähes 65 % kasvien kalsiumista voidaan uuttaa vedellä. Loput käsitellään heikolla etikka- ja kloorivetyhapolla. Suurin osa kalsiumista löytyy ikääntyvistä soluista.

Kalsiumin toiminnot

Tämän elementin vaikutus kasveihin on monenvälinen ja yleensä positiivinen. Kalsium:

• Edistää aineenvaihduntaa;
• Sillä on tärkeä rooli hiilihydraattien liikkeessä;
• Vaikuttaa typpipitoisten aineiden metamorfoosiin;
• Nopeuttaa siementen varaproteiinien kulutusta itämisen aikana;
• Sillä on rooli fotosynteesin prosessissa;
• voimakas muiden kationien antagonisti, estää niiden liiallisen pääsyn kasvikudoksiin;
• Se vaikuttaa protoplasman fysikaalis-kemiallisiin ominaisuuksiin (viskositeetti, läpäisevyys jne.) ja siten kasvin biokemiallisten prosessien normaaliin kulkuun;
• Kalsiumyhdisteet pektiinin kanssa liimaa yksittäisten solujen seinät yhteen;
• Vaikuttaa entsyymien toimintaan.

On huomattava, että kalsiumyhdisteiden (kalkki) vaikutus entsyymien aktiivisuuteen ei ilmene vain suorana vaikutuksena, vaan myös maaperän fysikaalis-kemiallisten ominaisuuksien ja sen ravitsemusjärjestelmän paranemisen vuoksi. Lisäksi maaperän kalkitus vaikuttaa merkittävästi vitamiinien biosynteesiprosesseihin.

Kalsiumin puute (puutos) kasveissa

Kalsiumin puute vaikuttaa ensisijaisesti juurijärjestelmän kehitykseen. Juurikarvojen muodostuminen pysähtyy juurille. Juuren ulkosolut tuhoutuvat.

Tämä oire ilmenee sekä kalsiumin puutteesta että ravintoliuoksen epätasapainosta, toisin sanoen monovalenttien natrium-, kalium- ja vetykationien hallitsemisesta.

Lisäksi nitraattitypen läsnäolo maaliuoksessa lisää kalsiumin virtausta kasvikudoksiin, kun taas ammoniakki vähentää sitä.

Kalsiumin nälänhädän merkkejä odotetaan, kun kalsiumpitoisuus on alle 20 % maaperän kationinvaihtokapasiteetista.

Oireet. Visuaalisesti kalsiumin puutos todetaan seuraavista merkeistä:

• Kasvien juurissa havaitaan vaurioituneet ruskeat kärjet;
• Kasvupiste on epämuodostunut ja kuolee;
• Kukat, munasarjat ja silmut putoavat;
• Hedelmät ovat nekroosin aiheuttamia;
• Lehdet ovat kloroottisia;
• Apikaalinen silmu kuolee ja varren kasvu pysähtyy.

Kaali, sinimailas, apila ovat erittäin herkkiä kalsiumille. On todettu, että näille samoille kasveille on ominaista myös lisääntynyt herkkyys maaperän happamuudelle.

Mineraalikalsiummyrkytys johtaa suonenväliseen kloroosiin, johon liittyy valkoisia nekroottisia läiskiä. Ne voivat olla värillisiä tai niissä voi olla samankeskisiä renkaita, jotka on täytetty vedellä. Jotkut kasvit reagoivat ylimääräiseen kalsiumiin kasvattamalla lehtiruusetteja, kuolemalla versoista ja pudottamalla lehtiä. Oireet muistuttavat ulkonäöltään raudan ja magnesiumin puutetta.

Kalkkilannoitteet ovat maaperän kalsiumin lisäyksen lähde. Ne on jaettu kolmeen ryhmään:

• Kovat kalkkipitoiset kivet;
• Pehmeät kalkkipitoiset kivet;
• Teollisuusjäte, jossa on korkea kalkkipitoisuus.

Kovat kalkkipitoiset kivet jaetaan CaO- ja MgO-pitoisuuden mukaan:

• kalkkikivet (55–56 % CaO ja enintään 0,9 % MgO);
• dolomiittikalkkikivet (42–55 % CaO ja enintään 9 % MgO);
• dolomiitit (32–30 % CaO ja 18–20 % MgO).

Kalkkikivet

Dolomitisoitu kalkkikivi

Marl

Liitu

poltettu kalkki

Sammutettu kalkki

Dolomiittijauhot

kalkkipitoiset tuffit

Ulostusmuta (ulostus)

Liusketuhka syklonit

Uunien ja sementtitehtaiden pöly

Metallurginen kuona

orgaaniset lannoitteet. Ca-pitoisuus CaCO3:na mitattuna on 0,32–0,40 %.

Fosfaatti jauhot. Kalsiumpitoisuus on 22 % CaCO3.

Kalkkilannoitteita ei käytetä vain maaperän ja kasvien kalsiumin tarjoamiseen. Niiden käytön päätarkoitus on maaperän kalkitus. Tämä on kemiallinen talteenottomenetelmä. Sen tarkoituksena on neutraloida maaperän liiallinen happamuus, parantaa sen agrofysikaalisia, agrokemiallisia ja biologisia ominaisuuksia, toimittaa kasveille magnesiumia ja kalsiumia, mobilisoida ja immobilisoida makroelementtejä ja hivenaineita, luoda optimaaliset vesifysikaaliset, fysikaaliset ja ilmaolosuhteet viljeltyjen kasvien elämälle.

Maan kalkituksen tehokkuus

Samanaikaisesti kasvien kalsiumin tarpeen tyydyttämisen kanssa kivennäisravinnon osana kalkitus johtaa moniin myönteisiin muutoksiin maaperässä.

Kalkituksen vaikutus joidenkin maaperän ominaisuuksiin

Kalsium edistää maaperän kolloidien koagulaatiota ja estää niiden huuhtoutumista. Tämä helpottaa maan muokkausta ja parantaa ilmanvaihtoa.

Kalkituksen seurauksena:

• hiekkainen humusmaa lisää veden imeytyskykyä;
• raskaille savimaille muodostuu vedenläpäisevyyttä parantavia maa-aineksia ja paakkuja.

Erityisesti orgaaniset hapot neutraloidaan ja H-ionit syrjäytyvät absorboivasta kompleksista. Tämä johtaa vaihdon eliminoitumiseen ja maaperän hydrolyyttisen happamuuden vähenemiseen. Samaan aikaan maaperää absorboivan kompleksin kationinen koostumus paranee, mikä johtuu vety- ja alumiini-ionien muuttumisesta kalsium- ja magnesiumkationeiksi. Tämä lisää maaperän kyllästymisastetta emäksillä ja lisää vastaanottokykyä.

Kalkituksen vaikutus kasvien typen saantiin

Kalkituksen jälkeen maaperän ja sen rakenteen positiiviset agrokemialliset ominaisuudet säilyvät useita vuosia. Tämä edistää suotuisten olosuhteiden luomista hyödyllisten mikrobiologisten prosessien tehostamiseksi ravinteiden mobilisoimiseksi. Maaperässä vapaasti asuvien ammonifikaattoreiden, nitrifikaattoreiden, typpeä sitovien bakteerien toiminta tehostuu.

Kalkitus auttaa lisäämään kyhmybakteerien lisääntymistä ja parantamaan isäntäkasvin typen saantia. On todettu, että bakteerilannoitteet menettävät tehonsa happamassa maaperässä.

Kalkituksen vaikutus kasvien saantiin tuhkaelementeillä

Kalkitus edistää tuhka-alkuaineiden saantia kasville, koska bakteerien toiminta, joka hajottaa maaperän orgaanisia fosforiyhdisteitä ja edistää rauta- ja alumiinifosfaattien muuttumista kasvien käytettävissä oleviksi kalsiumfosfaattisuoloiksi, lisääntyy. Happaman maaperän kalkitus tehostaa mikrobiologisia ja biokemiallisia prosesseja, mikä puolestaan ​​lisää nitraattien sekä assimiloituvien fosforin ja kaliumin muotojen määrää.

Kalkituksen vaikutus makroravinteiden ja hivenaineiden muotoihin ja saatavuuteen

Kalkitus lisää kalsiumin määrää ja dolomiittijauhoja käytettäessä magnesiumia. Samalla mangaanin ja alumiinin myrkylliset muodot muuttuvat liukenemattomiksi ja siirtyvät saostuneeseen muotoon. Alkuaineiden, kuten raudan, kuparin, sinkin ja mangaanin, saatavuus vähenee. Typpeä, rikkiä, kaliumia, kalsiumia, magnesiumia, fosforia ja molybdeeniä on yhä enemmän saatavilla.

Kalkituksen vaikutus fysiologisesti happamien lannoitteiden vaikutukseen

Kalkitus lisää fysiologisesti happamien mineraalilannoitteiden, erityisesti ammoniakin ja potaskan, tehokkuutta.

Fysiologisesti happamien lannoitteiden positiivinen vaikutus haihtuu ilman kalkkia ja voi ajan myötä muuttua negatiiviseksi. Joten lannoitetuilla paikoilla sato on jopa pienempi kuin lannoittamattomilla. Kalkituksen ja lannoitteiden yhdistelmä lisää niiden tehokkuutta 25–50 %.

Kalkitus aktivoi maaperässä entsymaattisia prosesseja, jotka epäsuorasti arvioivat sen hedelmällisyyttä.

Kokoanut: Grigorovskaya P.I.

Sivu lisätty: 05.12.13 00:40

Viimeisin päivitys: 22.5.2014 klo 16.25

Kirjalliset lähteet:

Glinka N.L. Yleinen kemia. Oppikirja yliopistoille. Kustantaja: L: Chemistry, 1985, s. 731

Mineev V.G. Agrokemia: Oppikirja - 2. painos, tarkistettu ja täydennetty - M .: MGU Publishing House, KolosS Publishing House, 2004. - 720 s., L. sairas: sairas. – (Klassinen yliopistooppikirja).

Petrov B.A., Seliverstov N.F. Kasvien mineraaliravinto. Ohjekirja opiskelijoille ja puutarhureille. Jekaterinburg, 1998. 79 s.

Tietosanakirja lapsille. Osa 17. Kemia. / Pää. toim. V.A. Volodin. - M.: Avanta +, 2000. - 640 s., ill.

Yagodin B.A., Zhukov Yu.P., Kobzarenko V.I. Agrokemia / Toimittanut B.A. Yagodina - M.: Kolos, 2002. - 584 s.: siltti (Oppikirjoja ja opetusvälineitä korkeakoulujen opiskelijoille).

Kuvat (uudelleenmasteroitu):

20 Ca Kalsium, lisenssillä CC BY

Vehnän kalsiumin puute, CIMMYT, lisenssi CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Kalsium ja sen rooli ihmiskunnalle - Kemia

Kalsium ja sen rooli ihmiskunnalle

Johdanto

Luonnossa oleminen

Kuitti

Fyysiset ominaisuudet

Kemiallisia ominaisuuksia

Kalsiumyhdisteiden käyttö

Biologinen rooli

Johtopäätös

Bibliografia

Johdanto

Kalsium on toisen ryhmän pääalaryhmän, D. I. Mendelejevin kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän neljännen jakson alkuaine, atominumerolla 20. Sitä merkitään symbolilla Ca (lat. Calcium). Yksinkertainen aine kalsium (CAS-numero: 7440-70-2) on pehmeä, reaktiivinen, hopeanvalkoinen maa-alkalimetalli.

Huolimatta alkuaineen #20 yleisyydestä, edes kemistit eivät ole nähneet alkuainekalsiumia. Mutta tämä metalli, sekä ulkoisesti että käyttäytymisellään, on täysin erilainen kuin alkalimetallit, joiden kosketus on täynnä tulipalojen ja palovammojen vaaraa. Sitä voidaan säilyttää turvallisesti ilmassa, se ei syty vedestä. Alkuainekalsiumin mekaaniset ominaisuudet eivät tee siitä "musta lampaa" metalliperheessä: kalsium ylittää monet niistä lujuuden ja kovuuden suhteen; sitä voidaan kääntää sorvilla, vetää langaksi, takoa, puristaa.

Ja silti alkuainekalsiumia ei käytetä melkein koskaan rakennemateriaalina. Hän on liian aktiivinen siihen. Kalsium reagoi helposti hapen, rikin, halogeenien kanssa. Jopa typen ja vedyn kanssa se reagoi tietyissä olosuhteissa. Hiilioksidien ympäristö, joka on inertti useimmille metalleille, on aggressiivinen kalsiumille. Se palaa CO- ja CO2-ilmakehässä.

Nimen historia ja alkuperä

Elementin nimi tulee lat. calx (genitiivissä calcis) -- "kalkki", "pehmeä kivi". Sitä ehdotti englantilainen kemisti Humphrey Davy, joka vuonna 1808 eristi kalsiummetallin elektrolyyttisellä menetelmällä. Davy elektrolysoi märän sammutetun kalkin seoksen elohopeaoksidilla HgO platinalevyllä, joka oli anodi. Nestemäiseen elohopeaan upotettu platinalanka toimi katodina. Elektrolyysin tuloksena saatiin kalsiumamalgaamia. Ajettuaan pois elohopean siitä Davy sai metallin nimeltä kalsium.

Kalsiumyhdisteitä - kalkkikiveä, marmoria, kipsiä (sekä kalkkia - kalkkikiven palamisen tuotetta) on käytetty rakentamisessa useita vuosituhansia sitten. 1700-luvun loppuun asti kemistit pitivät kalkkia yksinkertaisena kappaleena. Vuonna 1789 A. Lavoisier ehdotti, että kalkki, magnesiumoksidi, bariitti, alumiinioksidi ja piidioksidi ovat monimutkaisia ​​aineita.

Luonnossa oleminen

Korkean kemiallisen aktiivisuuden vuoksi kalsiumia ei löydy vapaassa muodossa luonnosta.

Kalsiumin osuus maankuoren massasta on 3,38 % (5. sija runsaudessa hapen, piin, alumiinin ja raudan jälkeen).

Isotoopit. Kalsiumia esiintyy luonnossa kuuden isotoopin seoksena: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca ja 48Ca, joista yleisin - 40Ca - on 96,97%.

Kuudesta luonnossa esiintyvästä kalsiumin isotoopista viisi on stabiileja. Kuudes 48Ca-isotooppi, raskain kuudesta ja erittäin harvinainen (sen isotooppimäärä on vain 0,187 %), havaittiin äskettäin läpikäyvän kaksinkertaisen beetahajoamisen puoliintumisajan ollessa 5,3 × 1019 vuotta.

kivissä ja mineraaleissa. Suurin osa kalsiumista sisältyy eri kivien (graniitit, gneisset jne.) silikaattien ja alumiinisilikaattien koostumukseen, erityisesti maasälpää - anortiitti Ca.

Sedimenttikivien muodossa kalsiumyhdisteitä edustavat kalkki ja kalkkikivi, jotka koostuvat pääasiassa mineraalikalsiitista (CaCO3). Kalsiitin kiteinen muoto, marmori, on paljon harvinaisempi luonnossa.

Kalsiummineraalit, kuten kalsiitti CaCO3, anhydriitti CaSO4, alabasteri CaSO4 0,5h3O ja kipsi CaSO4 2h3O, fluoriitti CaF2, apatiitit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomiitti MgCO3 CaCO3 ovat melko yleisiä. Kalsium- ja magnesiumsuolojen läsnäolo luonnollisessa vedessä määrää sen kovuuden.

Kalsium, joka kulkeutuu voimakkaasti maankuoressa ja kerääntyy erilaisiin geokemiallisiin järjestelmiin, muodostaa 385 mineraalia (neljäs mineraalien lukumäärällä mitattuna).

Muuttoliike maankuoressa. Kalsiumin luonnollisessa kulkeutumisessa merkittävä rooli on "karbonaattitasapainolla", joka liittyy kalsiumkarbonaatin vuorovaikutuksen palautuvaan reaktioon veden ja hiilidioksidin kanssa liukoisen bikarbonaatin muodostumisen kanssa:

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

(tasapaino siirtyy vasemmalle tai oikealle riippuen hiilidioksidipitoisuudesta).

biogeeninen migraatio. Biosfäärissä kalsiumyhdisteitä löytyy lähes kaikista eläin- ja kasvikudoksista (katso myös alla). Merkittävä määrä kalsiumia on osa eläviä organismeja. Joten hydroksiapatiitti Ca5 (PO4) 3OH tai toisella tavalla 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH) 2 on selkärankaisten, mukaan lukien ihmisten, luukudoksen perusta; monien selkärangattomien kuoret ja kuoret, munankuoret jne. koostuvat kalsiumkarbonaatista CaCO3. Ihmisten ja eläinten elävissä kudoksissa Ca (massaosuuden mukaan) 1,4-2 %; 70 kg painavassa ihmiskehossa kalsiumpitoisuus on noin 1,7 kg (pääasiassa luukudoksen solujen välisen aineen koostumuksessa).

Kuitti

Vapaata metallista kalsiumia saadaan elektrolyysillä CaCl2:sta (75-80 %) ja KCl:sta tai CaCl2:sta ja CaF2:sta koostuvasta sulasta sekä CaO:n aluminotermisellä pelkistyksellä 1170-1200 °C:ssa:

4CaO + 2Al = CaAl204 + 3Ca.

Fyysiset ominaisuudet

Kalsiummetallia on kahdessa allotrooppisessa muunnelmassa. Jopa 443 °C, stabiili?-Ca kuutiokeskiisellä hilalla (parametri a = 0,558 nm), korkeampi kuin stabiili?-Ca kuutiokeskeisellä hilalla, joka on tyyppiä?-Fe (parametri a = 0,448 nm) . Vakioentalpia?H0-siirtymä? > ? on 0,93 kJ/mol.

Kemiallisia ominaisuuksia

Kalsium on tyypillinen maa-alkalimetalli. Kalsiumin kemiallinen aktiivisuus on korkea, mutta alempi kuin kaikkien muiden maa-alkalimetallien. Se reagoi helposti ilman hapen, hiilidioksidin ja kosteuden kanssa, minkä vuoksi kalsiummetallin pinta on yleensä himmeän harmaa, joten kalsiumia varastoidaan yleensä laboratoriossa muiden maa-alkalimetallien tapaan tiiviisti suljetussa purkissa kerroksen alla. kerosiinia tai nestemäistä parafiinia.

Standardipotentiaalien sarjassa kalsium sijaitsee vedyn vasemmalla puolella. Ca2+/Ca0-parin standardielektrodipotentiaali on?2,84 V, joten kalsium reagoi aktiivisesti veden kanssa, mutta ilman syttymistä:

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

Aktiivisten epämetallien (happi, kloori, bromi) kanssa kalsium reagoi normaaleissa olosuhteissa:

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

Ilmassa tai hapessa kuumennettaessa kalsium syttyy palamaan. Vähemmän aktiivisten epämetallien (vety, boori, hiili, pii, typpi, fosfori ja muut) kanssa kalsium on vuorovaikutuksessa kuumennettaessa, esimerkiksi:

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

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

3Ca + 2P = Ca3P2 (

kalsiumfosfidi), tunnetaan myös CaP- ja CaP5-koostumusten kalsiumfosfidit;

2Ca + Si = Ca2Si

(kalsiumsilisidi), tunnetaan myös kalsiumsilisidit koostumuksilla CaSi, Ca3Si4 ja CaSi2.

Yllä olevien reaktioiden kulkuun liittyy yleensä suuren lämpömäärän vapautuminen (eli nämä reaktiot ovat eksotermisiä). Kaikissa ei-metalliyhdisteissä kalsiumin hapetusaste on +2. Suurin osa kalsiumyhdisteistä epämetallien kanssa hajoaa helposti veden vaikutuksesta, esimerkiksi:

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

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

Ca2+-ioni on väritön. Kun liekkiin lisätään liukoisia kalsiumsuoloja, liekki muuttuu tiilenpunaiseksi.

Kalsiumsuolat, kuten CaCl2-kloridi, CaBr2-bromidi, CaI2-jodidi ja Ca(NO3)2-nitraatti, liukenevat hyvin veteen. CaF2-fluoridi, CaCO3-karbonaatti, CaSO4-sulfaatti, Ca3(PO4)2-ortofosfaatti, CaC2O4-oksalaatti ja jotkut muut ovat veteen liukenemattomia.

Erittäin tärkeä on se, että toisin kuin kalsiumkarbonaatti CaCO3, hapan kalsiumkarbonaatti (hiilikarbonaatti) Ca(HCO3)2 liukenee veteen. Luonnossa tämä johtaa seuraaviin prosesseihin. Kun kylmä sade tai hiilidioksidilla kyllästetty jokivesi tunkeutuu maan alle ja putoaa kalkkikiville, niiden liukenemista havaitaan:

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

Samoissa paikoissa, joissa kalsiumbikarbonaatilla kyllästetty vesi tulee maan pinnalle ja lämmitetään auringonsäteiden vaikutuksesta, tapahtuu käänteinen reaktio:

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

Joten luonnossa tapahtuu suurten ainemassojen siirtymistä. Tämän seurauksena maan alle voi muodostua valtavia rakoja, ja luoliin muodostuu kauniita kivi "jääpuikkoja" - tippukivikiviä ja stalagmiitteja.

Liuenneen kalsiumbikarbonaatin läsnäolo veteen määrää suurelta osin veden tilapäisen kovuuden. Sitä kutsutaan väliaikaiseksi, koska kun vettä keitetään, bikarbonaatti hajoaa ja CaCO3 saostuu. Tämä ilmiö johtaa esimerkiksi siihen, että kattilaan muodostuu ajan myötä kalkkia.

Metallisen kalsiumin sovellukset

Kalsiummetallin pääasiallinen käyttö on pelkistimenä metallien, erityisesti nikkelin, kuparin ja ruostumattoman teräksen tuotannossa. Kalsiumia ja sen hydridiä käytetään myös vaikeasti talteenotettavien metallien, kuten kromin, toriumin ja uraanin, valmistukseen. Kalsiumin ja lyijyn seoksia käytetään akuissa ja laakeriseoksissa. Kalsiumrakeita käytetään myös poistamaan ilmajäämiä sähkötyhjölaitteista.

Metalthermy

Puhdasta metallista kalsiumia käytetään laajalti metallotermiassa harvinaisten metallien saamiseksi.

seostus

Puhdasta kalsiumia käytetään seostamaan lyijyä, jota käytetään akkulevyjen, huoltovapaiden käynnistyslyijyhappoakkujen valmistukseen, joiden itsepurkautuminen on vähäistä. Myös metallista kalsiumia käytetään korkealaatuisten kalsiumbabittien BKA valmistukseen.

Ydinfuusio

48Ca-isotooppi on tehokkain ja laajimmin käytetty materiaali superraskaiden alkuaineiden valmistukseen ja uusien alkuaineiden löytämiseen jaksollisesta taulukosta. Esimerkiksi käytettäessä 48Ca-ioneja superraskaiden alkuaineiden tuottamiseen kiihdytinissä, näiden alkuaineiden ytimet muodostuvat satoja ja tuhansia kertoja tehokkaammin kuin käytettäessä muita "ammuksia" (ioneja).

Kalsiumyhdisteiden käyttö

kalsiumhydridiä. Kuumentamalla kalsiumia vetyilmakehässä saadaan Cah3 (kalsiumhydridi), jota käytetään metallurgiassa (metallilämpö) ja vedyn tuotannossa kentällä.

Optiset ja lasermateriaalit Kalsiumfluoridia (fluoriittia) käytetään yksikiteiden muodossa optiikassa (tähtitieteelliset objektiivit, linssit, prismat) ja lasermateriaalina. Yksittäisten kiteiden muodossa olevaa kalsiumvolframaattia (scheeliittiä) käytetään lasertekniikassa ja myös tuikeaineena.

kalsiumkarbidi. Kalsiumkarbidia CaC2 käytetään laajalti asetyleenin saamiseksi ja metallien pelkistämiseen sekä kalsiumsyanamidin valmistukseen (kuumentamalla kalsiumkarbidia typessä 1200 °C:ssa, reaktio on eksoterminen, suoritetaan syaaniamidiuuneissa).

Kemialliset virtalähteet. Kalsiumia sekä sen alumiinin ja magnesiumin seoksia käytetään varatermisähköakuissa anodina (esimerkiksi kalsiumkromaattielementti). Kalsiumkromaattia käytetään sellaisissa akuissa kuin katodi. Tällaisten akkujen ominaisuus on erittäin pitkä käyttöikä (kymmeniä) käyttökunnossa, kyky toimia kaikissa olosuhteissa (tila, korkeat paineet), korkea ominaisenergia painon ja tilavuuden mukaan. Haittana on lyhyt kesto. Tällaisia ​​akkuja käytetään silloin, kun on tarpeen luoda valtavaa sähkövoimaa lyhyeksi ajaksi (ballistiset ohjukset, jotkut avaruusalukset jne.).

Tulenkestävät materiaalit. Kalsiumoksidia, sekä vapaassa muodossa että osana keraamisia seoksia, käytetään tulenkestävien materiaalien valmistuksessa.

Lääkkeet. Kalsiumyhdisteitä käytetään laajalti antihistamiinina.

Kalsiumkloridi

Kalsiumglukonaatti

kalsiumglyserofosfaatti

Lisäksi kalsiumyhdisteitä lisätään osteoporoosin ehkäisyvalmisteisiin, raskaana olevien naisten ja vanhusten vitamiinikomplekseihin.

Biologinen rooli

Kalsium on yleinen makroravintoaine kasveissa, eläimissä ja ihmisissä. Ihmisillä ja muilla selkärankaisilla suurin osa siitä löytyy luurangosta ja hampaista fosfaattien muodossa. Useimpien selkärangattomien ryhmien (sienet, korallipolyypit, nilviäiset jne.) luurankot koostuvat kalsiumkarbonaatin (kalkin) eri muodoista. Kalsiumionit osallistuvat veren hyytymisprosesseihin sekä veren jatkuvan osmoottisen paineen ylläpitämiseen. Kalsiumionit toimivat myös yhtenä yleismaailmallisista toissijaisista lähettiläistä ja säätelevät erilaisia ​​solunsisäisiä prosesseja - lihasten supistumista, eksosytoosia, mukaan lukien hormonien ja välittäjäaineiden eritystä jne. Kalsiumpitoisuus ihmissolujen sytoplasmassa on noin 10-7 mol, solujen välisissä nesteissä noin 10 -3 mol.

Kalsiumin tarve riippuu iästä. Aikuisille vaadittu päiväannos on 800 - 1000 milligrammaa (mg) ja lapsille 600 - 900 mg, mikä on erittäin tärkeää lapsille luuston intensiivisen kasvun vuoksi. Suurin osa ihmiskehoon ruoan mukana tulevasta kalsiumista löytyy maitotuotteista, loput kalsiumista lihasta, kalasta ja joistakin kasviruoista (erityisesti palkokasvit ovat runsaasti). Imeytyminen tapahtuu sekä paksu- että ohutsuolessa, ja sitä helpottaa hapan ympäristö, D- ja C-vitamiini, laktoosi ja tyydyttymättömät rasvahapot. Magnesiumin rooli kalsiumin aineenvaihdunnassa on myös tärkeä, sillä sen puutteessa kalsium "pestään pois" luista ja kerääntyy munuaisiin (munuaiskiviin) ja lihaksiin.

Aspiriini, oksaalihappo ja estrogeenijohdannaiset estävät kalsiumin assimilaatiota. Yhdessä oksaalihapon kanssa kalsium antaa veteen liukenemattomia yhdisteitä, jotka ovat munuaiskivien komponentteja.

Kalsiumiin liittyvien prosessien suuren määrän vuoksi kalsiumin pitoisuutta veressä säädellään tarkasti, ja oikealla ravinnolla puutetta ei esiinny. Pitkäaikainen poissaolo ruokavaliosta voi aiheuttaa kouristuksia, nivelkipuja, uneliaisuutta, kasvuhäiriöitä ja ummetusta. Syvempi puute johtaa pysyviin lihaskrampiin ja osteoporoosiin. Kahvin ja alkoholin väärinkäyttö voi olla syynä kalsiumin puutteeseen, koska osa siitä erittyy virtsaan.

Liialliset kalsiumin ja D-vitamiinin annokset voivat aiheuttaa hyperkalsemiaa, jota seuraa luiden ja kudosten voimakas kalkkeutuminen (pääasiassa virtsatiejärjestelmään). Pitkäaikainen ylimäärä häiritsee lihas- ja hermokudosten toimintaa, lisää veren hyytymistä ja vähentää sinkin imeytymistä luusoluihin. Suurin päivittäinen turvallinen annos aikuiselle on 1500-1800 milligrammaa.

Tuotteet Kalsium, mg/100 g

Seesami 783

Nokkonen 713

Malvametsä 505

Plantain iso 412

Galinsoga 372

Sardiinit öljyssä 330

Budra Ivy 289

Koiran ruusunmarja 257

Manteli 252

Plantain lansolaattinen. 248

Hasselpähkinä 226

Amarantin siemenet 214

Vesikrassi 214

Kuivatut soijapavut 201

Alle 3-vuotiaat lapset - 600 mg.

4-10-vuotiaat lapset - 800 mg.

10-13-vuotiaat lapset - 1000 mg.

13-16-vuotiaat nuoret - 1200 mg.

Nuoret 16 ja vanhemmat - 1000 mg.

25-50-vuotiaat aikuiset - 800-1200 mg.

Raskaana olevat ja imettävät naiset - 1500-2000 mg.

Johtopäätös

Kalsium on yksi runsaimmista alkuaineista maan päällä. Sitä on paljon luonnossa: vuoristot ja savikivet muodostuvat kalsiumsuoloista, sitä löytyy meri- ja jokivedestä ja se on osa kasvi- ja eläinorganismeja.

Kalsium ympäröi jatkuvasti kaupunkilaisia: melkein kaikki tärkeimmät rakennusmateriaalit - betoni, lasi, tiili, sementti, kalkki - sisältävät tämän alkuaineen merkittäviä määriä.

Luonnollisesti kalsiumia, jolla on tällaisia ​​kemiallisia ominaisuuksia, ei löydy luonnosta vapaana. Mutta kalsiumyhdisteistä - sekä luonnollisista että keinotekoisista - on tullut ensiarvoisen tärkeitä.

Bibliografia

1. Toimituslautakunta: Knunyants I. L. (päätoimittaja) Chemical Encyclopedia: 5 osaa - Moskova: Soviet Encyclopedia, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 s.

2. Doronin. N. A. Kaltsy, Goshimizdat, 1962. 191 sivua kuvineen.

3. Dotsenko VA. - Terapeuttinen ja ennaltaehkäisevä ravitsemus. - K. ravitsemus, 2001 - N1-s. 21-25

4. Bilezikian J. P. Kalsium ja luun aineenvaihdunta // Teoksessa: K. L. Becker, toim.

www.e-ng.ru

tieteen maailma

Kalsium on kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän ryhmän 4 pääalaryhmän II metallialkuaine. Se kuuluu maa-alkalimetallien perheeseen. Kalsiumatomin ulkoinen energiataso sisältää 2 s-elektroniparia

Mitä hän pystyy antamaan energisesti kemiallisten vuorovaikutusten aikana. Kalsium on siis pelkistävä aine ja sen yhdisteiden hapetusaste on +2. Luonnossa kalsiumia esiintyy vain suoloina. Kalsiumin massaosuus maankuoressa on 3,6 %. Pääasiallinen luonnollinen kalsiummineraali on kalsiitti CaCO3 ja sen lajikkeet - kalkkikivi, liitu, marmori. On myös eläviä organismeja (esimerkiksi korallit), joiden runko koostuu pääasiassa kalsiumkarbonaatista. Tärkeitä kalsiummineraaleja ovat myös dolomiitti CaCO3 MgCO3, fluoriitti CaF2, kipsi CaSO4 2h3O, apatiitti, maasälpä jne. Kalsiumilla on tärkeä rooli elävien organismien elämässä. Kalsiumin massaosa ihmiskehossa on 1,4-2%. Se on osa hampaita, luita, muita kudoksia ja elimiä, osallistuu veren hyytymisprosessiin, stimuloi sydämen toimintaa. Jotta elimistö saisi riittävästi kalsiumia, on välttämätöntä kuluttaa maitoa ja maitotuotteita, vihreitä vihanneksia, kalaa Yksinkertainen aine kalsium on tyypillinen hopeanvalkoinen metalli. Se on melko kova, muovinen, sen tiheys on 1,54 g/cm3 ja sulamispiste 842? C. Kemiallisesti kalsium on erittäin aktiivista. Normaaleissa olosuhteissa se on helposti vuorovaikutuksessa ilman hapen ja kosteuden kanssa, joten se varastoidaan hermeettisesti suljetuissa astioissa. Ilmassa kuumennettaessa kalsium syttyy ja muodostaa oksidin: 2Ca + O2 = 2CaO Kalsium reagoi kuumennettaessa kloorin ja bromin kanssa ja kylmässäkin fluorin kanssa. Näiden reaktioiden tuotteet ovat vastaavia halogenideja, esim.: Ca + Cl2 = CaCl2 Kun kalsiumia kuumennetaan rikillä, muodostuu kalsiumsulfidia: Ca + S = CaS Kalsium voi reagoida myös muiden ei-metallien kanssa Vuorovaikutus veden kanssa johtaa huonosti liukenevan kalsiumhydroksidin muodostumiseen ja kaasumaisen vedyn kehittymiseen: Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3 Kalsiummetallia käytetään laajalti. Sitä käytetään roskisnik-aineena terästen ja metalliseosten valmistuksessa, pelkistimenä joidenkin tulenkestävien metallien valmistuksessa.

Kalsiumia saadaan elektrolyysillä kalsiumkloridisulasta. Siten Humphry Davy hankki kalsiumin ensimmäisen kerran vuonna 1808.

worldofscience.ru

Kalsium (latinaksi Calcium, merkitty symbolilla Ca) on alkuaine, jonka atominumero on 20 ja atomimassa 40,078. Se on osa toisen ryhmän pääalaryhmää, Dmitri Ivanovitš Mendelejevin kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän neljättä jaksoa. Normaaliolosuhteissa yksinkertainen aine kalsium on kevyt (1,54 g / cm3), muokattava, pehmeä, reaktiivinen hopeanvalkoinen maa-alkalimetalli.

Luonnossa kalsium esitetään kuuden isotoopin seoksena: 40Ca (96,97 %), 42Ca (0,64 %), 43Ca (0,145 %), 44Ca (2,06 %), 46Ca (0,0033 %) ja 48Ca (0,185 %). Kahdennenkymmenennen alkuaineen pääisotooppi - yleisin - on 40Ca, sen isotooppimäärä on noin 97%. Kuudesta luonnollisesta kalsiumin isotoopista viisi on stabiileja, kuudennen isotoopin 48Ca, raskain kuudesta ja melko harvinainen (sen isotooppimäärä on vain 0,185 %), on äskettäin todettu läpikäyvän kaksinkertaisen β-hajoamisen puoliintumisajan ollessa noin 5,3∙1019 vuotta. Keinotekoisesti valmistetut isotoopit massaluvuilla 39, 41, 45, 47 ja 49 ovat radioaktiivisia. Useimmiten niitä käytetään isotooppimerkkiaineena tutkittaessa mielävässä organismissa. 45Ca, joka saadaan säteilyttämällä metallista kalsiumia tai sen yhdisteitä neutroneilla uraanireaktorissa, on tärkeä rooli maaperässä tapahtuvien aineenvaihduntaprosessien ja kasvien kalsiumin assimilaatioprosessien tutkimisessa. Saman isotoopin ansiosta oli mahdollista havaita sulatusprosessin aikana eri teräslaatujen ja ultrapuhtaan raudan kontaminaatiolähteet kalsiumyhdisteillä.

Kalsiumyhdisteet - marmori, kipsi, kalkkikivi ja kalkki (kalkkikiven paahtotuote) on tunnettu muinaisista ajoista lähtien ja niitä on käytetty laajalti rakentamisessa ja lääketieteessä. Muinaiset egyptiläiset käyttivät kalsiumyhdisteitä pyramidiensa rakentamisessa, ja suuren Rooman asukkaat keksivät betonin - käyttämällä murskeen, kalkin ja hiekan seosta. 1700-luvun loppuun asti kemistit olivat vakuuttuneita siitä, että kalkki oli yksinkertainen kappale. Vasta vuonna 1789 Lavoisier ehdotti, että kalkki, alumiinioksidi ja jotkut muut yhdisteet ovat monimutkaisia ​​aineita. Vuonna 1808 G. Davy sai metallisen kalsiumin elektrolyysillä.

Metallisen kalsiumin käyttö liittyy sen korkeaan kemialliseen aktiivisuuteen. Sitä käytetään tiettyjen metallien, esimerkiksi toriumin, uraanin, kromin, zirkoniumin, cesiumin, rubidiumin, talteenottoon; hapen, rikin poistamiseen teräksestä ja joistakin muista seoksista; orgaanisten nesteiden kuivaamiseen; kaasujäännösten imemiseen tyhjiolaitteissa. Lisäksi metallinen kalsium toimii joidenkin seosten seosaineena. Kalsiumyhdisteitä käytetään paljon laajemmin - niitä käytetään rakentamisessa, pyrotekniikassa, lasin valmistuksessa, lääketieteessä ja monilla muilla aloilla.

Kalsium on yksi tärkeimmistä biogeenisistä alkuaineista; se on välttämätön useimmille eläville organismeille normaalin elämänprosessin kannalta. Aikuisen kehossa on jopa puolitoista kiloa kalsiumia. Sitä on kaikissa elävien organismien kudoksissa ja nesteissä. Kahdeskymmenes elementti on välttämätön luukudoksen muodostumiselle, sydämen rytmin ylläpitämiselle, veren hyytymiselle, ulompien solukalvojen normaalin läpäisevyyden ylläpitämiselle ja useiden entsyymien muodostumiselle. Luettelo toiminnoista, joita kalsium suorittaa kasvi- ja eläinorganismeissa, on erittäin laaja. Riittää, kun sanotaan, että vain harvinaiset organismit pystyvät kehittymään ympäristössä, jossa ei ole kalsiumia, kun taas muut organismit koostuvat 38 % tästä alkuaineesta (ihmiskeho sisältää vain noin 2 % kalsiumia).

Biologiset ominaisuudet

Kalsium on yksi biogeenisistä alkuaineista, sen yhdisteitä löytyy melkein kaikista elävistä organismeista (harvat organismit pystyvät kehittymään ympäristössä, jossa ei ole kalsiumia), mikä varmistaa normaalin elämänprosessin. Kahdeskymmenes alkuaine esiintyy kaikissa eläinten ja kasvien kudoksissa ja nesteissä, suurin osa siitä (selkärankaisissa organismeissa - myös ihmisissä) löytyy luurangosta ja hampaista fosfaattien muodossa (esim. hydroksiapatiitti Ca5 (PO4) 3OH tai 3Ca3 (PO4)2Ca(OH)2). Kahdennenkymmenennen elementin käyttö luiden ja hampaiden rakennusmateriaalina johtuu siitä, että solussa ei käytetä kalsiumioneja. Kalsiumin pitoisuutta säätelevät erityiset hormonit, joiden yhteisvaikutus säilyttää ja ylläpitää luiden rakennetta. Useimpien selkärangattomien ryhmien (nilviäiset, korallit, sienet ja muut) luurangot on rakennettu erilaisista kalsiumkarbonaatin CaCO3 (kalkki) muodoista. Monet selkärangattomat varastoivat kalsiumia ennen sulamista rakentaakseen uuden luurangon tai tarjotakseen elintärkeitä toimintoja epäsuotuisissa olosuhteissa. Eläimet saavat kalsiumia ruoasta ja vedestä, ja kasvit maaperästä ja suhteessa tähän alkuaineeseen jaetaan kalkefiileihin ja kalkefobeihin.

Tämän tärkeän hivenaineen ionit ovat mukana veren hyytymisprosesseissa sekä veren jatkuvan osmoottisen paineen varmistamisessa. Lisäksi kalsiumia tarvitaan useiden solurakenteiden muodostumiseen, ulompien solukalvojen normaalin läpäisevyyden ylläpitämiseen, kalojen ja muiden eläinten munien hedelmöittämiseen sekä useiden entsyymien aktivoimiseen (ehkä tämä seikka johtuu siitä, että että kalsium korvaa magnesiumionit). Kalsiumionit välittävät viritystä lihaskuituun, jolloin se supistuu, lisää sydämen supistusten voimakkuutta, lisää leukosyyttien fagosyyttistä toimintaa, aktivoi veren suojaavien proteiinien järjestelmää, säätelee eksosytoosia, mukaan lukien hormonien ja välittäjäaineiden eritystä. Kalsium vaikuttaa verisuonten avoimuuteen - ilman tätä alkuainetta rasvat, lipidit ja kolesteroli asettuisivat verisuonten seinämille. Kalsium edistää raskasmetallien suolojen ja radionuklidien erittymistä kehosta, suorittaa antioksidanttisia toimintoja. Kalsium vaikuttaa lisääntymisjärjestelmään, sillä on stressiä estävä ja allergiaa ehkäisevä vaikutus.

Kalsiumin pitoisuus aikuisen (paino 70 kg) kehossa on 1,7 kg (pääasiassa luukudoksen solujen välisen aineen koostumuksessa). Tämän elementin tarve riippuu iästä: aikuisille vaadittu päiväannos on 800 - 1 000 milligrammaa, lapsille 600 - 900 milligrammaa. Lapsille on erityisen tärkeää kuluttaa tarvittava annos luiden intensiivistä kasvua ja kehitystä varten. Pääasiallinen kalsiumin lähde kehossa on maito ja maitotuotteet, loput kalsiumista tulee lihasta, kalasta ja joistakin kasvituotteista (erityisesti palkokasveista). Kalsiumkationien imeytyminen tapahtuu paksu- ja ohutsuolessa, imeytymistä helpottaa hapan ympäristö, C- ja D-vitamiinit, laktoosi (maitohappo) ja tyydyttymättömät rasvahapot. Aspiriini, oksaalihappo, estrogeenijohdannaiset puolestaan ​​vähentävät merkittävästi kahdennenkymmenennen elementin imeytymistä. Joten yhdistettynä oksaalihappoon kalsium antaa veteen liukenemattomia yhdisteitä, jotka ovat munuaiskivien komponentteja. Magnesiumin rooli kalsiumin aineenvaihdunnassa on suuri - sen puutteen myötä kalsium "pestään pois" luista ja laskeutuu munuaisiin (munuaiskiviin) ja lihaksiin. Yleensä kehossa on monimutkainen järjestelmä kahdennenkymmenennen elementin varastoimiseksi ja vapauttamiseksi, tästä syystä veren kalsiumpitoisuus on tarkasti säädelty, ja oikealla ravinnolla ei ole puutetta tai ylimäärää. Pitkäaikainen kalsiumruokavalio voi aiheuttaa kouristuksia, nivelkipuja, ummetusta, väsymystä, uneliaisuutta ja kasvun hidastuvuutta. Pitkäaikainen kalsiumin puute ruokavaliosta johtaa osteoporoosin kehittymiseen. Nikotiini, kofeiini ja alkoholi ovat joitakin syitä kalsiumin puutteeseen kehossa, koska ne edistävät sen intensiivistä erittymistä virtsaan. Kahdennenkymmenennen elementin (tai D-vitamiinin) ylimäärä johtaa kuitenkin negatiivisiin seurauksiin - kehittyy hyperkalsemia, jonka seurauksena luiden ja kudosten voimakas kalkkeutuminen (vaikuttaa pääasiassa virtsatiejärjestelmään). Pitkäaikainen kalsiumylijäämä häiritsee lihas- ja hermokudosten toimintaa, lisää veren hyytymistä ja vähentää sinkin imeytymistä luusoluihin. Ehkä nivelrikon, kaihien, verenpaineongelmien esiintyminen. Edellä olevan perusteella voimme päätellä, että kasvi- ja eläinorganismien solut tarvitsevat tiukasti määritellyt kalsiumionisuhteet.

Farmakologiassa ja lääketieteessä kalsiumyhdisteitä käytetään vitamiinien, tablettien, pillereiden, injektioiden, antibioottien valmistukseen sekä ampullien ja lääketieteellisten välineiden valmistukseen.

Osoittautuu, että melko yleinen syy miesten hedelmättömyyteen on kalsiumin puute kehossa! Tosiasia on, että siittiön päässä on nuolen muotoinen muodostus, joka koostuu kokonaan kalsiumista, riittävällä määrällä tätä elementtiä siittiö pystyy voittamaan kalvon ja hedelmöittää munan, riittämättömällä hedelmättömyydellä.

Amerikkalaiset tutkijat ovat havainneet, että kalsiumionien puute veressä johtaa muistin heikkenemiseen ja älykkyyden heikkenemiseen. Esimerkiksi tunnetusta yhdysvaltalaisesta Science News -lehdestä tuli tunnetuksi kokeista, jotka vahvistivat, että kissat kehittävät ehdollisen refleksin vain, jos heidän aivosolunsa sisältävät enemmän kalsiumia kuin verta.

Maataloudessa arvostettua kalsiumsyanamidiyhdistettä ei käytetä vain typpilannoitteena ja urean - arvokkain lannoite ja raaka-aine synteettisten hartsien valmistukseen - lähteenä, vaan myös aineena, jolla oli mahdollista mekanisoida puuvillapeltojen sadonkorjuu. Tosiasia on, että tällä yhdisteellä käsittelyn jälkeen puuvilla irtoaa välittömästi lehdistä, minkä ansiosta ihmiset voivat jättää puuvillan poimimisen koneille.

Kalsiumpitoisesta ruoasta puhuttaessa mainitaan aina maitotuotteet, mutta itse maito sisältää kalsiumia 120 mg (lehmä) - 170 mg (lammas) 100 g:ssa; raejuusto on vielä köyhempi - vain 80 mg 100 grammaa kohden. Maitotuotteista vain juusto sisältää 730 mg (gouda) - 970 mg (emmental) kalsiumia 100 g tuotetta kohti. Kahdennenkymmenennen alkuaineen sisällön ennätys on kuitenkin unikko - 100 grammaa unikonsiemeniä sisältää lähes 1500 mg kalsiumia!

Kalsiumkloridi CaCl2, jota käytetään esimerkiksi jäähdytyslaitoksissa, on monien kemiallisteknologisten prosessien, erityisesti soodan laajamittaisen tuotannon, jätetuote. Huolimatta kalsiumkloridin laajasta käytöstä eri aloilla, sen kulutus on kuitenkin huomattavasti alhaisempi kuin sen tuotanto. Tästä syystä esimerkiksi soodaa valmistavien tehtaiden lähellä muodostuu kokonaisia ​​järviä kalsiumkloridisuolavedestä. Tällaiset varastolammet eivät ole harvinaisia.

Jotta ymmärtäisimme, kuinka paljon kalsiumyhdisteitä kulutetaan, on syytä antaa vain muutama esimerkki. Terästuotannossa kalkkia käytetään poistamaan fosforia, piitä, mangaania ja rikkiä, happikonvertteriprosessissa kalkkia kuluu 75 kiloa terästonnia kohden! Toinen esimerkki on aivan toiselta alueelta – elintarviketeollisuudesta. Sokerin valmistuksessa kalsiumsakkaraatin saostamiseksi raakasokerisiirappi saatetaan reagoimaan kalkin kanssa. Joten ruokosokeri vaatii yleensä noin 3-5 kg ​​kalkkia tonnia kohden ja juurikassokeri - sata kertaa enemmän, eli noin puoli tonnia kalkkia tonnia kohti!

Veden "kovuus" on joukko ominaisuuksia, jotka siihen liuenneet kalsium- ja magnesiumsuolat antavat vedelle. Jäykkyys jaetaan väliaikaiseen ja pysyvään. Väliaikainen eli karbonaattikovuus johtuu liukoisten bikarbonaattien Ca (HCO3) 2 ja Mg (HCO3) 2 läsnäolosta vedessä. Karbonaattikovuudesta on erittäin helppo päästä eroon - vettä keitettäessä bikarbonaatit muuttuvat veteen liukenemattomiksi kalsium- ja magnesiumkarbonaateiksi, jotka saostuvat. Pysyvän kovuuden luovat samojen metallien sulfaatit ja kloridit, mutta siitä eroon pääseminen on paljon vaikeampaa. Kova vesi on kauheaa ei niinkään siksi, että se estää saippuavaahdon muodostumisen ja pesee siksi vaatteet huonommin, paljon pahempaa on, että se muodostaa kalkkikerroksen höyrykattiloihin ja kattilalaitoksiin, mikä heikentää niiden tehokkuutta ja johtaa hätätilanteisiin. Mielenkiintoista on, että he tiesivät kuinka määrittää veden kovuus muinaisessa Roomassa. Reagenssina käytettiin punaviiniä - sen väriaineet muodostavat sakan kalsium- ja magnesiumionien kanssa.

Kalsiumin valmistusprosessi varastointia varten on erittäin mielenkiintoinen. Metallinen kalsium varastoidaan pitkään 0,5 - 60 kg painavina kappaleina. Nämä "siat" pakataan paperipusseihin ja asetetaan sitten galvanoituihin rautasäiliöihin, joissa on juotetut ja värjätyt saumat. Tiiviisti suljetut astiat laitetaan puulaatikoihin. Alle puoli kiloa painavia paloja ei voida säilyttää pitkään - hapettuessaan ne muuttuvat nopeasti oksidiksi, hydroksidiksi ja kalsiumkarbonaatiksi.

Tarina

Metallinen kalsium saatiin suhteellisen äskettäin - vuonna 1808 ihmiskunta on kuitenkin tuntenut tämän metallin yhdisteet hyvin pitkään. Muinaisista ajoista lähtien ihmiset ovat käyttäneet rakentamisessa ja lääketieteessä kalkkikiveä, liitua, marmoria, alabasteria, kipsiä ja muita kalsiumia sisältäviä yhdisteitä. Kalkkikivi CaCO3 oli todennäköisesti ensimmäinen ihmisen käyttämä rakennusmateriaali. Sitä käytettiin Egyptin pyramidien ja Kiinan muurin rakentamisessa. Monet temppelit ja kirkot Venäjällä sekä suurin osa muinaisen Moskovan rakennuksista rakennettiin kalkkikivestä - valkoisesta kivestä. Jo muinaisina aikoina kalkkikiveä polttava henkilö sai poltettua kalkkia (CaO), mistä ovat osoituksena Plinius vanhemman (1. vuosisadalla jKr.) ja Rooman armeijan lääkärin Dioscoridesin teokset, joille hän esitteli kalsiumoksidia esseessään. "Lääkkeistä" nimi "quicklime", joka on säilynyt tähän päivään asti. Ja kaikki tämä huolimatta siitä, että puhtaan kalsiumoksidin kuvasi ensimmäisen kerran saksalainen kemisti I. Sitten vasta vuonna 1746 ja vuonna 1755 kemisti J. Black paljasti polttoprosessia tutkiessaan, että polton aikana tapahtuu kalkkikiven massahäviö. hiilidioksidikaasun vapautumisen vuoksi:

CaCO3 ↔ CO2 + CaO

Gizan pyramideissa käytetyt egyptiläiset laastit perustuivat osittain dehydratoituun kipsiin CaSO4 2H2O tai toisin sanoen alabasteriin 2CaSO4∙H2O. Se on myös kaiken kipsin perusta Tutankhamonin haudassa. Egyptiläiset käyttivät poltettua kipsiä (alabasteria) sideaineena kastelulaitosten rakentamisessa. Polttamalla luonnonkipsiä korkeissa lämpötiloissa egyptiläiset rakentajat saavuttivat sen osittaisen kuivumisen, ja ei vain vesi, vaan myös rikkihappoanhydridi irronnut molekyylistä. Myöhemmin vedellä laimennettuna saatiin erittäin vahva massa, joka ei pelännyt vettä ja lämpötilan vaihteluita.

Roomalaisia ​​voidaan oikeutetusti kutsua betonin keksijöiksi, koska he käyttivät rakennuksissaan yhtä tämän rakennusmateriaalin lajikkeista - murskatun kiven, hiekan ja kalkin seosta. Plinius Vanhin on kuvannut vesisäiliöiden rakentamista tällaisesta betonista: "Säiliöiden rakentamiseen viisi osaa puhdasta sorahiekkaa, kaksi osaa parasta sammutettua kalkkia ja silexin (kova laava) palasia, jotka painavat enintään kutakin punta otetaan, sekoittamisen jälkeen ala- ja sivupinnat tiivistetään rautajunttauksen iskuilla. Italian kosteassa ilmastossa betoni oli vakain materiaali.

Osoittautuu, että kalsiumyhdisteet, joita he käyttivät laajasti, ovat olleet ihmiskunnan tiedossa pitkään. Kuitenkin 1700-luvun loppuun asti kemistit pitivät kalkkia yksinkertaisena kappaleena, vasta uuden vuosisadan aattona alettiin tutkia kalkin ja muiden kalsiumyhdisteiden luonnetta. Joten Stahl ehdotti, että kalkki on monimutkainen kappale, joka koostuu maanläheisistä ja vetisistä periaatteista, ja Black teki eron emäksisen kalkin ja hiilipitoisen kalkin välillä, joka sisälsi "kiinteää ilmaa". Antoine Laurent Lavoisier katsoi, että kalkkipitoinen maa (CaO) johtuu alkuaineiden määrästä eli yksinkertaisista aineista, vaikka vuonna 1789 hän ehdotti, että kalkki, magnesiumoksidi, bariitti, alumiinioksidi ja piidioksidi ovat monimutkaisia ​​aineita, mutta tämä voidaan todistaa vain hajottamalla "itsepäistä maata" (kalsiumoksidia). Ja ensimmäinen menestyjä oli Humphrey Davy. Kun kalium- ja natriumoksidit oli hajotettu onnistuneesti elektrolyysillä, kemisti päätti saada maa-alkalimetalleja samalla tavalla. Ensimmäiset yritykset eivät kuitenkaan onnistuneet - englantilainen yritti hajottaa kalkkia elektrolyysillä ilmassa ja öljykerroksen alla, sitten hän kalsinoi kalkin kaliummetallilla putkessa ja teki monia muita kokeita, mutta turhaan. Lopulta hän sai elohopeakatodilla varustetussa laitteessa amalgaamin elektrolyysillä kalkkia ja siitä metallista kalsiumia. Melko pian I. Berzelius ja M. Pontin paransivat tätä menetelmää metallin saamiseksi.

Uusi elementti on saanut nimensä latinan sanasta "calx" (genitiivissä calcis) - kalkki, pehmeä kivi. Calxia (calx) kutsuttiin liiduksi, kalkkikiveksi, yleensä pikkukiviksi, mutta useimmiten kalkkipohjaiseksi laastiksi. Tätä käsitettä käyttivät myös muinaiset kirjailijat (Vitruvius, Plinius Vanhin, Dioscorides) kuvaillessaan kalkkikiven polttamista, kalkin sammuttamista ja laastien valmistusta. Myöhemmin alkemistien piirissä "calx" merkitsi paahtotuotetta yleensä - erityisesti metalleja. Joten esimerkiksi metallioksideja kutsuttiin metallikalkeiksi ja itse polttoprosessia kalsinaatioksi (calcinatio). Muinaisessa venäläisessä reseptikirjallisuudessa esiintyy sana ulosteet (muta, savi), joten Trinity-Sergius Lavran (XV vuosisata) kokoelmassa sanotaan: "Ota ulosteet, niistä tehdään kultaa uuniin". Vasta myöhemmin sana cal, joka epäilemättä liittyy sanaan "calx", tuli synonyymi sanalle lanta. 1800-luvun alun venäläisessä kirjallisuudessa kalsiumia kutsuttiin joskus kalkkipitoisen maan pohjaksi, kalkkipitoiseksi (Shcheglov, 1830), kalkkipitoiseksi (Iovsky), kalsiumaksi, kalsiumaksi (Hess).

Luonnossa oleminen

Kalsium on yksi planeettamme yleisimmistä alkuaineista - viidenneksi kvantitatiivisesti luonnossa mitattuna (ei-metalleista vain happi on yleisempää - 49,5 % ja pii - 25,3 %) ja kolmas metallien joukossa (vain alumiini on yleisempi - 7,5% ja rauta - 5,08%). Kalsiumin Clarke (keskimääräinen pitoisuus maankuoressa) vaihtelee eri arvioiden mukaan 2,96 paino-%:sta 3,38%:iin, voimme varmasti sanoa, että tämä luku on noin 3%. Kalsiumatomin ulkokuoressa on kaksi valenssielektronia, joiden sidos ytimeen on melko hauras. Tästä syystä kalsiumilla on korkea kemiallinen aktiivisuus, eikä sitä esiinny luonnossa vapaassa muodossa. Se kuitenkin liikkuu ja kerääntyy aktiivisesti erilaisiin geokemiallisiin järjestelmiin muodostaen noin 400 mineraalia: silikaatteja, alumiinisilikaatteja, karbonaatteja, fosfaatteja, sulfaatteja, borosilikaatteja, molybdaatteja, klorideja ja muita, jotka ovat tässä indikaattorissa neljännellä sijalla. Basalttimagmien sulamisen aikana kalsium kerääntyy sulatteeseen ja siirtyy tärkeimpien kiviä muodostavien mineraalien koostumukseen, jonka fraktioitumisen aikana sen pitoisuus vähenee magman erilaistuessa emäksisistä kiveistä happamiksi. Suurin osa kalsiumista sijaitsee maankuoren alaosassa, ja se kerääntyy pääkiviin (6,72 %); maan vaipassa on vähän kalsiumia (0,7 %) ja todennäköisesti vielä vähemmän maan ytimessä (ytimen kaltaisissa 20. alkuaineen rautameteoriiteissa vain 0,02 %).

Totta, kalsiumclarkea kivisissä meteoriiteissa on 1,4% (harvinaista kalsiumsulfidia löytyy), keskisuurissa kivissä - 4,65%, happamissa kiveissä on 1,58 painoprosenttia kalsiumia. Suurin osa kalsiumista sisältyy erilaisten kivien (graniitit, gneisset jne.) silikaattien ja alumiinisilikaattien koostumukseen, erityisesti maasälpää - anortiitti Ca, sekä diopsidi CaMg, wollastoniitti Ca3. Sedimenttikivien muodossa kalsiumyhdisteitä edustavat kalkki ja kalkkikivi, jotka koostuvat pääasiassa mineraalikalsiitista (CaCO3).

Kalsiumkarbonaatti CaCO3 on yksi yleisimmistä yhdisteistä maapallolla – kalsiumkarbonaattiin perustuvat mineraalit peittävät noin 40 miljoonaa neliökilometriä maan pinnasta. Monissa osissa maan pintaa on merkittäviä kalsiumkarbonaatin sedimenttikertymiä, jotka muodostuivat muinaisten meren eliöiden jäännöksistä - liidusta, marmorista, kalkkikivestä, kuorikivistä - kaikki tämä on CaCO3 vähäisin epäpuhtauksin, ja kalsiitti on puhdasta CaCO3:a. Tärkein näistä mineraaleista on kalkkikivi, tarkemmin sanottuna kalkkikivet - loppujen lopuksi jokainen esiintymä eroaa tiheydestä, koostumuksesta ja epäpuhtauksien määrästä. Esimerkiksi kuorikivi on orgaanista alkuperää olevaa kalkkikiveä, ja vähemmän epäpuhtauksia sisältävä kalsiumkarbonaatti muodostaa läpinäkyviä kalkkikiteitä tai islanninkiveä. Liitu on toinen yleinen kalsiumkarbonaatin lajike, mutta marmori, kalsiitin kiteinen muoto, on paljon harvinaisempi luonnossa. On yleisesti hyväksyttyä, että marmori muodostettiin kalkkikivestä muinaisilla geologisilla aikakausilla. Maankuoren liikkeen aikana yksittäisiä kalkkikiviesiintymiä haudattiin muiden kivikerrosten alle. Korkean paineen ja lämpötilan vaikutuksesta tapahtui uudelleenkiteytysprosessi, ja kalkkikivi muuttui tiheämmäksi kiteiseksi kallioksi - marmoriksi. Outoja tippukivikivikiviä ja stalagmiitteja - mineraali aragoniitti, joka on toinen kalsiumkarbonaatin lajike. Ortorombinen aragoniitti muodostuu lämpimissä merissä - Bahama, Florida Keys ja Punaisenmeren altaan muodostavat valtavat kalsiumkarbonaattikerrokset aragoniitin muodossa. Varsin yleisiä ovat myös sellaiset kalsiummineraalit kuten fluoriitti CaF2, dolomiitti MgCO3 CaCO3, anhydriitti CaSO4, fosforiitti Ca5 (PO4) 3 (OH, CO3) (erilaisilla epäpuhtauksilla) ja apatiitti Ca5 (PO4) 3 (F, Cl, OH) - muodot kalsiumfosfaatti, alabasteri CaSO4 0,5H2O ja kipsi CaSO4 2H2O (kalsiumsulfaatin muodot) ja muut. Kalsiumia sisältävissä mineraaleissa on isomorfisesti korvaavia alkuaineita-epäpuhtauksia (esim. natrium, strontium, harvinaiset maametallit, radioaktiiviset ja muut alkuaineet).

Suuri määrä 20. alkuainetta löytyy luonnollisista vesistä, koska heikosti liukenevan CaCO3:n, hyvin liukenevan Ca(HCO3)2:n ja vedessä ja ilmassa olevan CO2:n välillä vallitsee globaali "karbonaattitasapaino".

CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2 = Ca2+ + 2HCO3-

Tämä reaktio on reversiibeli ja se on perusta kahdennenkymmenennen alkuaineen uudelleen jakautumiselle - kun vesissä on korkea hiilidioksidipitoisuus, kalsium on liuoksessa, ja alhaisella CO2-pitoisuudella mineraalikalsiitti CaCO3 saostuu muodostaen voimakkaita kerrostumia kalkkikivi, liitu, marmori.

Huomattava määrä kalsiumia sisältyy elävien organismien koostumukseen, esimerkiksi hydroksiapatiitti Ca5 (PO4) 3OH, tai toisella tavalla 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH) 2 - selkärankaisten luukudoksen perusta, mukaan lukien ihmiset. Kalsiumkarbonaatti CaCO3 on pääkomponentti monien selkärangattomien, munankuorten, korallien ja jopa helmien kuorissa ja kuorissa.

Sovellus

Metallista kalsiumia käytetään melko harvoin. Pohjimmiltaan tätä metallia (samoin kuin sen hydridiä) käytetään vaikeasti talteenotettavien metallien - uraanin, titaanin, toriumin, zirkoniumin, cesiumin, rubidiumin ja useiden harvinaisten maametallien - tuotannossa niiden yhdisteistä (oksidit tai halogenidit) metallotermiseen. ). Kalsiumia käytetään pelkistimenä nikkelin, kuparin ja ruostumattoman teräksen tuotannossa. Kahdestoista elementtiä käytetään myös terästen, pronssien ja muiden metalliseosten hapettumisenpoistoon, rikin poistamiseen öljytuotteista, orgaanisten liuottimien kuivaamiseen, argonin puhdistamiseen typen epäpuhtauksista ja kaasun absorboijana sähkötyhjiössä. laitteet. Metallista kalsiumia käytetään Pb-Na-Ca-järjestelmän kitkanestoseosten valmistuksessa (käytetään laakereissa), samoin kuin Pb-Ca-seoksen, jota käytetään sähkökaapeleiden vaipan valmistukseen. Piikalsiumseosta (Ca-Si-Ca) käytetään korkealaatuisten terästen valmistuksessa hapettumisen- ja kaasunpoistoaineena. Kalsiumia käytetään sekä alumiiniseosten seosaineena että magnesiumseosten modifioivana lisäaineena. Esimerkiksi kalsiumin lisääminen lisää alumiinilaakerien lujuutta. Puhdasta kalsiumia käytetään myös dopinglyijyssä, jota käytetään akkulevyjen valmistukseen, huoltovapaiden käynnistyslyijyhappoakkujen valmistukseen, joiden itsepurkautuminen on vähäistä. Myös metallista kalsiumia käytetään korkealaatuisten kalsiumbabittien BKA valmistukseen. Kalsiumin avulla valuraudan hiilipitoisuutta säädellään ja lyijystä poistetaan vismuttia, teräksestä puhdistetaan happea, rikkiä ja fosforia. Kalsiumia sekä sen alumiinin ja magnesiumin seoksia käytetään varatermisähköakuissa anodina (esimerkiksi kalsiumkromaattielementti).

Kahdennenkymmenennen alkuaineen yhdisteitä käytetään kuitenkin paljon laajemmin. Ja ensinnäkin puhumme luonnollisista kalsiumyhdisteistä. Yksi yleisimmistä kalsiumyhdisteistä maapallolla on CaCO3-karbonaatti. Puhdas kalsiumkarbonaatti on mineraali kalsiitti ja kalkkikivi, liitu, marmori, kuorikivi - CaCO3 vähäisin epäpuhtauksin. Kalsium- ja magnesiumkarbonaatin seosta kutsutaan dolomiittiksi. Kalkkikiveä ja dolomiittia käytetään pääasiassa rakennusmateriaaleina, tienpinnoissa tai maaperän happamuudenpoistoaineina. Kalsiumkarbonaattia CaCO3 tarvitaan kalsiumoksidin (poltettu kalkki) CaO ja kalsiumhydroksidi (sammutettu kalkki) Ca(OH)2 saamiseksi. CaO ja Ca (OH) 2 puolestaan ​​ovat pääaineita monilla kemian-, metallurgian ja konepajateollisuuden aloilla - kalsiumoksidia, sekä vapaassa muodossa että osana keraamisia seoksia, käytetään tulenkestävien materiaalien valmistukseen; massa- ja paperiteollisuus tarvitsee valtavia määriä kalsiumhydroksidia. Lisäksi Ca (OH) 2:ta käytetään valkaisuaineen (hyvä valkaisu- ja desinfiointiaine), Berthollet-suolan, soodan ja joidenkin torjunta-aineiden valmistuksessa kasvintuhoojien torjuntaan. Valtava määrä kalkkia kulutetaan teräksen valmistuksessa - rikin, fosforin, piin ja mangaanin poistamiseen. Toinen kalkin tehtävä metallurgiassa on magnesiumin tuotanto. Kalkkia käytetään myös voiteluaineena teräslangan vedossa ja rikkihappoa sisältävien peittausnesteiden neutraloinnissa. Lisäksi kalkki on yleisin kemiallinen reagenssi juoma- ja teollisuusveden käsittelyssä (yhdessä aluna- tai rautasuolojen kanssa se koaguloi suspensioita ja poistaa sedimenttejä sekä myös pehmentää vettä poistamalla väliaikaisen - hiilikarbonaatti - kovuuden). Saostunutta kalsiumkarbonaattia käytetään jokapäiväisessä elämässä ja lääketieteessä happoa neutraloivana aineena, hammastahnoissa lievänä hankaavana aineena, ruokavalion lisäkalsiumin lähteenä, purukumin ainesosana ja täyteaineena kosmetiikassa. CaCO3:a käytetään myös täyteaineena kumeissa, latekseissa, maaleissa ja emaleissa sekä muoveissa (noin 10 painoprosenttia) parantamaan niiden lämmönkestävyyttä, jäykkyyttä, kovuutta ja työstettävyyttä.

Erityisen tärkeä on kalsiumfluoridi CaF2, koska se on mineraalin (fluoriitin) muodossa ainoa teollisesti tärkeä fluorin lähde! Kalsiumfluoridia (fluoriittia) käytetään yksikiteiden muodossa optiikassa (tähtitieteelliset objektiivit, linssit, prismat) ja lasermateriaalina. Tosiasia on, että vain kalsiumfluoridilasit läpäisevät koko spektrialueen. Yksittäisten kiteiden muodossa olevaa kalsiumvolframaattia (scheeliittiä) käytetään lasertekniikassa ja myös tuikeaineena. Yhtä tärkeää on kalsiumkloridi CaCl2 - kylmälaitteiden sekä traktoreiden ja muiden ajoneuvojen renkaiden täytön komponentti. Kalsiumkloridin avulla tiet ja jalkakäytävät puhdistetaan lumesta ja jäästä, tätä yhdistettä käytetään suojaamaan hiiltä ja malmia jäätymiseltä kuljetuksen ja varastoinnin aikana, puu kyllästetään sen liuoksella tulenkestäväksi. CaCl2:ta käytetään betoniseoksissa nopeuttamaan kovettumisen alkamista, lisäämään betonin alku- ja loppulujuutta.

Keinotekoisesti saatua kalsiumkarbidia CaC2 (kalsinoidussa sähköuuneissa kalsiumoksidia koksin kanssa) käytetään asetyleenin saamiseksi ja metallien pelkistämiseen sekä kalsiumsyanamidin valmistukseen, joka puolestaan ​​vapauttaa ammoniakkia vesihöyryn vaikutuksesta. . Lisäksi kalsiumsyanamidia käytetään urean valmistukseen, joka on arvokas lannoite ja raaka-aine synteettisten hartsien valmistuksessa. Kuumentamalla kalsiumia vetyilmakehässä saadaan CaH2 (kalsiumhydridi), jota käytetään metallurgiassa (metallilämpö) ja vedyn tuotannossa kentällä (yhdestä kilogrammasta kalsiumhydridiä saadaan yli kuutiometri vetyä ), jota käytetään esimerkiksi ilmapallojen täyttämiseen. Laboratoriokäytännössä kalsiumhydridiä käytetään energisenä pelkistimenä. Hyönteismyrkkyä kalsiumarsenaattia, jota saadaan neutraloimalla arseenihappoa kalkilla, käytetään laajalti puuvillakärskyn, turskakoin, tupakkamadon ja Colorado-perunakuoriaisen torjuntaan. Tärkeitä fungisidejä ovat kalkkisulfaattisumutteet ja Bordeaux-seokset, joita saadaan kuparisulfaatista ja kalsiumhydroksidista.

Tuotanto

Ensimmäinen, joka hankki metallista kalsiumia, oli englantilainen kemisti Humphry Davy. Vuonna 1808 hän teki elektrolyysin märän sammutetun kalkin Ca (OH) 2:n ja elohopeaoksidin HgO:n seoksesta anodina toimineelle platinalevylle (elohopeaan upotettu platinalanka toimi katodina), minkä seurauksena Davy sai kalsiumamalgaamin ajamalla siitä elohopeaa. , kemisti löysi uuden metallin, jota hän kutsui kalsiumiksi.

Nykyaikaisessa teollisuudessa vapaata metallista kalsiumia saadaan elektrolyysillä kalsiumkloridin CaCl2-sulasta, jonka osuus on 75-85 %, ja kaliumkloridista KCl (on mahdollista käyttää CaCl2:n ja CaF2:n seosta) tai pelkistämällä aluminoterminen kalsiumoksidi CaO lämpötilassa 1 170-1 200 ° C. Elektrolyysiin tarvittava puhdas vedetön kalsiumkloridi saadaan klooraamalla kalsiumoksidia kuumentamalla hiilen läsnä ollessa tai dehydratoimalla CaCl2 ∙ 6H2O, joka on saatu kloorivetyhapon vaikutuksesta kalkkikiveen. Elektrolyysiprosessi tapahtuu elektrolyysihauteessa, johon laitetaan kuiva, puhdistettu kalsiumkloridisuola ja kaliumkloridi, mikä on tarpeen seoksen sulamispisteen alentamiseksi. Grafiittilohkot asetetaan kylvyn yläpuolelle - katodina toimii anodi, valurauta- tai teräskylpy, joka on täytetty kupari-kalsium-seoksella. Elektrolyysiprosessissa kalsium siirtyy kupari-kalsium-seokseen rikastaen sitä merkittävästi; menee kalkkimaidon klooraukseen. Rikastettua kupari-kalsiumseosta voidaan käyttää suoraan seoksena tai lähettää puhdistukseen (tislaukseen), jossa se tislataan tyhjiössä (lämpötilassa 1000-1080 °C ja jäännöspaineessa 13-20 kPa), josta metallia saadaan ydinpuhtaista kalsiumia. Erittäin puhtaan kalsiumin saamiseksi se tislataan kahdesti. Elektrolyysiprosessi suoritetaan lämpötilassa 680-720 °C. Tosiasia on, että tämä on optimaalinen lämpötila elektrolyysiprosessille - alemmassa lämpötilassa kalsiumilla rikastettu seos kelluu elektrolyytin pinnalle, ja korkeammassa lämpötilassa kalsium liukenee elektrolyyttiin CaCl:n muodostuessa. Elektrolyysissä nestemäisillä katodeilla kalsiumin ja lyijyn tai kalsiumin ja sinkin seoksia käytetään suoraan suunnittelussa kalsiumineosten saamiseksi lyijyn kanssa (laakereita varten) ja sinkin kanssa (vaahtobetonin valmistukseen - kun seos on vuorovaikutuksessa kosteuden kanssa, vetyä vapautuu ja syntyy huokoinen rakenne). Joskus prosessi suoritetaan rautajäähdytteisellä katodilla, joka on kosketuksessa vain sulan elektrolyytin pinnan kanssa. Kun kalsiumia vapautuu, katodi nousee vähitellen ylös, kalsiumtanko (50-60 cm) vedetään ulos sulatuksesta, suojattu ilmakehän hapelta kerroksella jähmettynyttä elektrolyyttiä. "Kosketusmenetelmää" käytetään kalsiumkloridilla, raudalla, alumiinilla, natriumilla saastuneen kalsiumin saamiseksi, puhdistus suoritetaan sulattamalla uudelleen argonilmakehässä.

Kuuluisa venäläinen kemisti N. N. Beketov perusti jo vuonna 1865 teoreettisesti toisen menetelmän kalsiumin saamiseksi - metallilämpö. Aluminoterminen menetelmä perustuu reaktioon:

6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca

Briketit puristetaan kalsiumoksidin seoksesta jauhetun alumiinin kanssa, ne asetetaan kromi-nikkeliteräsretorttiin ja saatu kalsium tislataan pois lämpötilassa 1170-1200 °C ja jäännöspaineessa 0,7-2,6 Pa. Kalsiumia saadaan höyryn muodossa, joka sitten kondensoituu kylmälle pinnalle. Aluminoterminen menetelmä kalsiumin saamiseksi on käytössä Kiinassa, Ranskassa ja useissa muissa maissa. Teollisessa mittakaavassa metalloterminen menetelmä kalsiumin saamiseksi oli ensimmäinen, jota Yhdysvallat käytti toisen maailmansodan aikana. Samalla tavalla kalsiumia voidaan saada pelkistämällä CaO ferrosipillä tai piialumiinilla. Kalsiumia tuotetaan harkkoina tai levyinä, joiden puhtaus on 98-99%.

Molemmissa menetelmissä on hyvät ja huonot puolet. Elektrolyysimenetelmä on monikäyttöinen, energiaintensiivinen (40-50 kWh energiaa kuluu 1 kg kalsiumia kohti), lisäksi se ei ole ympäristöystävällinen, vaatii paljon reagensseja ja materiaaleja. Kalsiumin saanto tällä menetelmällä on kuitenkin 70-80 %, kun taas aluminotermisellä menetelmällä saanto on vain 50-60 %. Lisäksi metallotermisellä kalsiumin saantimenetelmällä miinus on, että on tarpeen suorittaa toistuva tislaus, ja plus on alhaisessa virrankulutuksessa ja kaasun ja nesteen haitallisten päästöjen puuttuessa.

Ei niin kauan sitten kehitettiin uusi menetelmä metallisen kalsiumin saamiseksi - se perustuu kalsiumkarbidin lämpödissosiaatioon: tyhjiössä 1750 °C:seen kuumennettu karbidi hajoaa muodostamalla kalsiumhöyryä ja kiinteää grafiittia.

1900-luvun puoliväliin asti metallista kalsiumia tuotettiin hyvin pieniä määriä, koska sitä ei juuri koskaan käytetty. Esimerkiksi Yhdysvalloissa toisen maailmansodan aikana kulutettiin enintään 25 tonnia kalsiumia ja Saksassa vain 5-10 tonnia. Vasta 1900-luvun jälkipuoliskolla, kun kävi selväksi, että kalsium on monien harvinaisten ja tulenkestävien metallien aktiivinen pelkistävä aine, kulutuksen nopea kasvu (noin 100 tonnia vuodessa) ja sen seurauksena tämän aineen tuotanto. metalli alkoi. Ydinteollisuuden kehittyessä, jossa kalsiumia käytetään uraanin metallotermisen pelkistyksen komponenttina uraanitetrafluoridista (poikkeuksena USA, jossa käytetään magnesiumia kalsiumin sijasta), kysyntä (noin 2 000 tonnia vuodessa) elementin numero kaksikymmentä, samoin kuin sen tuotanto, on lisääntynyt moninkertaisesti. Tällä hetkellä Kiinaa, Venäjää, Kanadaa ja Ranskaa voidaan pitää tärkeimpinä metallisen kalsiumin tuottajina. Näistä maista kalsiumia lähetetään Yhdysvaltoihin, Meksikoon, Australiaan, Sveitsiin, Japaniin, Saksaan ja Isoon-Britanniaan. Kalsiummetallin hinnat nousivat tasaisesti, kunnes Kiina alkoi tuottaa metallia sellaisina määrinä, että maailmanmarkkinoille ilmestyi kahdennenkymmenennen alkuaineen ylijäämä, mikä johti hinnan voimakkaaseen laskuun.

Fyysiset ominaisuudet

Mikä on metallinen kalsium? Mitkä ovat tämän alkuaineen, jonka englantilainen kemisti Humphrey Davy sai vuonna 1808, ominaisuudet, metallin, jonka massa aikuisen kehossa voi olla jopa 2 kiloa?

Yksinkertainen aine kalsium on hopeanvalkoinen kevytmetalli. Kalsiumin tiheys on vain 1,54 g/cm3 (20 °C:n lämpötilassa), mikä on huomattavasti pienempi kuin raudan (7,87 g/cm3), lyijyn (11,34 g/cm3) ja kullan (19,3 g/cm3) tiheys ) tai platinaa (21,5 g/cm3). Kalsium on kevyempää kuin sellaiset "painottomat" metallit kuin alumiini (2,70 g/cm3) tai magnesium (1,74 g/cm3). Harvat metallit voivat "kehutella" pienemmällä tiheydellä kuin kahdeskymmenes alkuaine - natrium (0,97 g / cm3), kalium (0,86 g / cm3), litium (0,53 g / cm3). Tiheydeltään kalsium on hyvin samanlainen kuin rubidium (1,53 g/cm3). Kalsiumin sulamispiste on 851 °C ja kiehumispiste 1480 °C. Muiden maa-alkalimetallien samankaltaiset sulamispisteet (tosin hieman alhaisemmat) ja kiehumispisteet ovat strontium (770 °C ja 1380 °C) ja barium (710 °C ja 1640 °C).

Metallista kalsiumia esiintyy kahdessa allotrooppisessa modifikaatiossa: normaaleissa lämpötiloissa 443 °C:een asti α-kalsium on stabiili kuparityyppisellä kuutiopinnalla keskitetyllä hilalla, jonka parametrit: a = 0,558 nm, z = 4, avaruusryhmä Fm3m, atomisäde 1,97 A, ionisäde Ca2+ 1,04 A; lämpötila-alueella 443-842 °C β-kalsium on stabiili α-rautatyyppisellä kuutiokappalekeskeisellä hilalla, jonka parametrit a = 0,448 nm, z = 2, avaruusryhmä Im3m. Standardi entalpia siirtymisessä a-modifikaatiosta β-modifikaatioon on 0,93 kJ/mol. Kalsiumin lineaarisen laajenemisen lämpötilakerroin lämpötila-alueella 0-300 °C on 22 10-6. Kahdennenkymmenennen elementin lämmönjohtavuus 20 °C:ssa on 125,6 W/(m K) tai 0,3 cal/(cm sek °C). Kalsiumin ominaislämpökapasiteetti alueella 0 - 100°C on 623,9 J/(kg K) tai 0,149 cal/(g°C). Kalsiumin sähköinen ominaisvastus 20 °C:ssa on 4,6 10-8 ohm m tai 4,6 10-6 ohm cm; elementin numero kaksikymmentä sähkövastuksen lämpötilakerroin 4,57 10-3 (20 °C:ssa). Kalsiumin kimmomoduuli 26 Gn/m2 tai 2600 kgf/mm2; murtolujuus 60 Mn/m2 (6 kgf/mm2); kalsiumin elastisuusraja on 4 MN / m2 tai 0,4 kgf / mm2, myötöraja on 38 MN / m2 (3,8 kgf / mm2); kahdennenkymmenennen elementin suhteellinen venymä 50 %; Brinell-kalsiumkovuus 200-300 MN/m2 tai 20-30 kgf/mm2. Paineen asteittaisen nousun myötä kalsium alkaa osoittaa puolijohteen ominaisuuksia, mutta siitä ei tule sitä sanan täydessä merkityksessä (samaan aikaan se ei ole myöskään metalli). Paineen lisääntyessä kalsium palaa metalliseen tilaan ja alkaa osoittaa suprajohtavia ominaisuuksia (suprajohtavuuslämpötila on kuusi kertaa korkeampi kuin elohopealla ja ylittää huomattavasti kaikkien muiden alkuaineiden johtavuuden). Kalsiumin ainutlaatuinen käyttäytyminen on monella tapaa samanlainen kuin strontiumilla (eli jaksollisen taulukon rinnakkaisuudet säilyvät).

Alkuainekalsiumin mekaaniset ominaisuudet eivät eroa muiden metalliperheen jäsenten, jotka ovat erinomaisia ​​rakennemateriaaleja, mekaanisista ominaisuuksista: erittäin puhdasta metallista kalsiumia on sitkeä, hyvin puristettu ja rullattu, vedetty langaksi, taottu ja leikattavissa - sen voi kääntää sorvin päällä. Kaikista näistä erinomaisista rakennemateriaalin ominaisuuksista huolimatta kalsium ei kuitenkaan ole sellaista - syynä kaikkeen on sen korkea kemiallinen aktiivisuus. Tosin ei pidä unohtaa, että kalsium on luukudoksen välttämätön rakennemateriaali ja sen mineraalit ovat olleet rakennusmateriaalina vuosituhansia.

Kemiallisia ominaisuuksia

Kalsiumatomin ulomman elektronikuoren konfiguraatio on 4s2, mikä määrittää yhdisteiden kahdennenkymmenennen alkuaineen 2 valenssin. Ulkokerroksen kaksi elektronia irtoavat suhteellisen helposti atomeista, jotka sitten muuttuvat positiivisiksi kaksinkertaisesti varautuneiksi ioneiksi. Tästä syystä kalsium on kemiallisen aktiivisuuden suhteen vain hieman huonompi kuin alkalimetallit (kalium, natrium, litium). Kuten jälkimmäinen, myös tavallisessa huoneenlämmössä kalsium on helposti vuorovaikutuksessa hapen, hiilidioksidin ja kostean ilman kanssa, samalla kun se on peitetty himmeällä harmaalla kalvolla, joka muodostuu CaO-oksidin ja Ca (OH) 2 -hydroksidin seoksesta. Siksi kalsiumia varastoidaan hermeettisesti suljetussa astiassa mineraaliöljykerroksen, nestemäisen parafiinin tai kerosiinin alla. Hapessa ja ilmassa kuumennettaessa kalsium syttyy palaen kirkkaan punaisella liekillä ja muodostuu emäksistä CaO-oksidia, joka on valkoinen, helposti syttyvä aine, jonka sulamispiste on noin 2600 °C. Kalsiumoksidi tunnetaan alalla myös poltettuna tai poltettuna kalkina. Myös kalsiumperoksideja - CaO2 ja CaO4 - on saatu. Kalsium reagoi veden kanssa vapauttamalla vetyä (standardipotentiaalien sarjassa kalsium sijaitsee vedyn vasemmalla puolella ja pystyy syrjäyttämään sen vedestä) ja muodostaen kalsiumhydroksidia Ca (OH) 2 ja kylmässä vedessä reaktionopeus laskee vähitellen (johtuen kalsiumhydroksidin metallipinnalle muodostuvan lievästi liukenevan kerroksen):

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q

Kalsium vuorovaikuttaa voimakkaammin kuuman veden kanssa, syrjäyttäen nopeasti vetyä ja muodostaen Ca(OH)2:ta. Kalsiumhydroksidi Ca (OH) 2 on vahva emäs, liukenee heikosti veteen. Kalsiumhydroksidin kylläistä liuosta kutsutaan kalkkivedeksi ja se on emäksistä. Ilmassa kalkkivesi samenee nopeasti johtuen hiilidioksidin imeytymisestä ja liukenemattoman kalsiumkarbonaatin muodostumisesta. Huolimatta tällaisista väkivaltaisista prosesseista, jotka tapahtuvat kahdennenkymmenennen elementin vuorovaikutuksessa veden kanssa, kuitenkin, toisin kuin alkalimetallit, kalsiumin vuorovaikutuksen reaktio veden kanssa etenee vähemmän voimakkaasti - ilman räjähdyksiä ja syttymiä. Yleensä kalsiumin reaktiivisuus on alhaisempi kuin muiden maa-alkalimetallien.

Kalsium yhdistyy aktiivisesti halogeenien kanssa muodostaen siten CaX2-tyyppisiä yhdisteitä - se reagoi fluorin kanssa kylmässä ja kloorin ja bromin kanssa yli 400 °C:n lämpötiloissa, jolloin saadaan vastaavasti CaF2, CaCl2 ja CaBr2. Nämä sulassa tilassa olevat halogenidit muodostavat CaX-tyypin kalsiummonohalogenideja - CaF, CaCl, joissa kalsium on muodollisesti yksiarvoinen. Nämä yhdisteet ovat stabiileja vain dihalogenidien sulamispisteiden yläpuolella (ne ovat suhteettomia jäähtyessään muodostaen Ca:ta ja CaX2:ta). Lisäksi kalsium on aktiivisesti vuorovaikutuksessa, erityisesti kuumennettaessa, erilaisten epämetallien kanssa: rikin kanssa kuumennettaessa saadaan kalsiumsulfidia CaS, joka kiinnittää rikkiä muodostaen polysulfideja (CaS2, CaS4 ja muita); vuorovaikutuksessa kuivan vedyn kanssa lämpötilassa 300-400 ° C, kalsium muodostaa hydridin CaH2 - ionisen yhdisteen, jossa vety on anioni. Kalsiumhydridi CaH2 on valkoinen suolan kaltainen aine, joka reagoi kiivaasti veden kanssa vapauttaen vetyä:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Kuumennettaessa (noin 500 °C) typpiatmosfäärissä kalsium syttyy ja muodostaa Ca3N2-nitridiä, joka tunnetaan kahdessa kiteisessä muodossa - korkean lämpötilan α ja matalan lämpötilan β. Nitridi Ca3N4 saatiin myös kuumentamalla kalsiumamidi Ca(NH2)2 tyhjössä. Kun kalsiumia lämmitetään ilman pääsyä ilmaan grafiitilla (hiilellä), piillä tai fosforilla, kalsium tuottaa vastaavasti kalsiumkarbidia CaC2, silisidejä Ca2Si, Ca3Si4, CaSi, CaSi2 ja fosfideja Ca3P2, CaP ja CaP3. Suurin osa kalsiumyhdisteistä epämetallien kanssa hajoaa helposti veden vaikutuksesta:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

Boorin kanssa kalsium muodostaa kalsiumboridia CaB6:ta, kalkogeenien kanssa - kalkogenidejä CaS, CaSe, CaTe. Polykalkogenidit CaS4, CaS5, Ca2Te3 tunnetaan myös. Kalsium muodostaa metallien välisiä yhdisteitä eri metallien - alumiinin, kullan, hopean, kuparin, lyijyn ja muiden - kanssa. Kalsium on energinen pelkistysaine, ja se syrjäyttää lähes kaikki metallit oksideista, sulfideista ja halogenideista kuumennettaessa. Kalsium liukenee hyvin nestemäiseen ammoniakkiin NH3 muodostaen sinistä liuosta, jonka haihtuminen vapauttaa ammoniakkia [Ca (NH3) 6] - kullanväristä kiinteää yhdistettä, jolla on metallinjohtavuus. Kalsiumsuoloja saadaan tavallisesti happooksidien vuorovaikutuksella kalsiumoksidin kanssa, happojen vaikutuksesta Ca(OH)2:een tai CaCO3:een ja vaihtoreaktioihin elektrolyyttivesiliuoksissa. Monet kalsiumsuolat ovat erittäin vesiliukoisia (CaCl2-kloridi, CaBr2-bromidi, CaI2-jodidi ja Ca(NO3)2-nitraatti), ne muodostavat lähes aina kiteisiä hydraatteja. CaF2-fluoridi, CaCO3-karbonaatti, CaSO4-sulfaatti, Ca3(PO4)2-ortofosfaatti, CaC2O4-oksalaatti ja jotkut muut ovat veteen liukenemattomia.

Kalsiumin historia

Kalsiumin löysi vuonna 1808 Humphry Davy, joka sai sammutetun kalkin ja elohopeaoksidin elektrolyysillä kalsiumamalgaamia elohopean tislausprosessin tuloksena, josta metalli jäi jäljelle ja joka sai nimen. kalsiumia. latinaksi lime kuulostaa calx, juuri tämän nimen englantilainen kemisti valitsi löydetylle aineelle.

Kalsium on kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän D.I jakson IV ryhmän IV pääalaryhmän II alkuaine. Mendelejevin atomiluku on 20 ja atomimassa 40,08. Hyväksytty nimitys on Ca (latinasta - Calcium).

Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet

Kalsium on reaktiivinen, pehmeä, hopeanvalkoinen alkalimetalli. Vuorovaikutuksen vuoksi hapen ja hiilidioksidin kanssa metallin pinta tahriutuu, joten kalsium tarvitsee erityisen varastointijärjestelmän - tiiviisti suljetun astian, johon metalli kaadetaan kerroksella nestemäistä parafiinia tai kerosiinia.

Kalsium on tunnetuin ihmisen tarvitsemista hivenaineista, sen päivittäinen tarve on 700-1500 mg terveellä aikuisella, mutta se lisääntyy raskauden ja imetyksen aikana, tämä on otettava huomioon ja kalsiumia tulee ottaa otettu huumeiden muodossa.

Luonnossa oleminen

Kalsiumilla on erittäin korkea kemiallinen aktiivisuus, joten vapaassa (puhtaassa) muodossa sitä ei esiinny luonnossa. Siitä huolimatta se on viidenneksi yleisin maankuoressa, yhdisteiden muodossa sitä löytyy sedimentteistä (kalkkikivi, liitu) ja kivistä (graniitti), anoriittimaasälpä sisältää paljon kalsiumia.

Se on levinnyt laajalti eläviin organismeihin, sitä esiintyy kasveissa, eläin- ja ihmisorganismeissa, missä sitä esiintyy pääasiassa hampaiden ja luukudoksen koostumuksessa.

Kalsiumin imeytyminen

Este kalsiumin normaalille imeytymiselle elintarvikkeista on hiilihydraattien kulutus makeisten ja emästen muodossa, jotka neutraloivat mahalaukun suolahappoa, joka on välttämätön kalsiumin liuottamiseksi. Kalsiumin imeytymisprosessi on melko monimutkainen, joten joskus ei riitä, että sitä saa vain ruuan kanssa, vaan mikroelementin lisäsaanti on tarpeen.

Vuorovaikutus muiden kanssa

Kalsiumin imeytymisen parantamiseksi suolistossa se on välttämätöntä, mikä pyrkii helpottamaan kalsiumin imeytymistä. Kun kalsiumia (lisäravinteena) otetaan syömisen yhteydessä, imeytyminen estyy, mutta kalsiumlisän ottaminen erillään ruoasta ei vaikuta tähän prosessiin millään tavalla.

Melkein kaikki kehon kalsium (1-1,5 kg) löytyy luista ja hampaista. Kalsium osallistuu hermokudoksen kiihtyvyysprosesseihin, lihasten supistumiskykyyn, veren hyytymisprosesseihin, on osa solujen, solujen ja kudosnesteiden ytimiä ja kalvoja, sillä on allergiaa ja tulehdusta ehkäiseviä vaikutuksia, ehkäisee asidoosia, aktivoi useita entsyymejä ja hormoneja. Kalsium osallistuu myös solukalvon läpäisevyyden säätelyyn ja sillä on päinvastainen vaikutus.

Kalsiumin puutteen merkkejä

Merkit kalsiumin puutteesta kehossa ovat sellaiset ensi silmäyksellä toisiinsa liittymättömät oireet:

• hermostuneisuus, mielialan heikkeneminen;
• kardiopalmus;
• kouristukset, raajojen puutuminen;
• kasvun hidastuminen ja lapset;
• korkea verenpaine;
• kynsien delaminaatio ja hauraus;
• nivelkipu, "kipukynnyksen" alentaminen;
• runsaat kuukautiset.

Kalsiumin puutteen syyt

Kalsiumin puutteen syitä voivat olla epätasapainoinen ruokavalio (erityisesti nälkä), alhainen kalsiumpitoisuus ruoassa, tupakointi ja riippuvuus kahvista ja kofeiinipitoisista juomista, dysbakterioosi, munuaissairaus, kilpirauhanen, raskaus, imetysjaksot ja vaihdevuodet.

Liiallinen kalsium, jota voi esiintyä maitotuotteiden liiallisella kulutuksella tai hallitsemattomalla lääkkeiden nauttimisella, on tunnusomaista voimakkaasta jano, pahoinvointi, oksentelu, ruokahaluttomuus, heikkous ja lisääntynyt virtsaaminen.

Kalsiumin käyttö elämässä

Kalsium on löytänyt käyttöä uraanin metallotermisessä tuotannossa, luonnonyhdisteiden muodossa sitä käytetään raaka-aineena kipsin ja sementin valmistukseen, desinfiointikeinona (kaikki tietävät valkaisuaine).

Vaikka kalsium on hyvin laajalle levinnyt maapallolla, sitä ei esiinny luonnossa vapaana.

Ennen kuin opimme, kuinka puhdasta kalsiumia voidaan saada, tutustutaan luonnollisiin kalsiumyhdisteisiin.

Kalsium on metalli. Mendelejevin jaksollisessa järjestelmässä kalsiumilla (kalsiumilla) Ca on atominumero 20 jasijaitsee ryhmässä II. Tämä on kemiallisesti aktiivinen elementti, se on helposti vuorovaikutuksessa hapen kanssa. Väriltään hopeanvalkoinen.

Luonnolliset kalsiumyhdisteet

Kalsiumyhdisteitä löytyy melkein kaikkialta.

kalsiumkarbonaatti, tai kalsiumkarbonaatti – se on yleisin kalsiumyhdiste. Sen kemiallinen kaava on CaCO 3. Marmori, liitu, kalkkikivi, kuorikivi - kaikki nämä aineet sisältävät kalsiumkarbonaattia, jossa on pieni määrä epäpuhtauksia. Kalsiitissa, jonka kaava on myös CaCO 3, ei ole lainkaan epäpuhtauksia.

kalsiumsulfaatti kutsutaan myös kalsiumsulfaatiksi. Kalsiumsulfaatin CaSO 4 kemiallinen kaava. Meille tunnettu mineraalikipsi on kiteinen CaSO 4 2H 2 O.

kalsiumfosfaatti, tai fosforihapon kalsiumsuola. Se on materiaali, josta ihmisten ja eläinten luut rakennetaan. Tätä mineraalia kutsutaan trikalsiumfosfaatti Ca 3 (PO 4) 2:ksi.

KalsiumkloridiCaCl 2 eli kalsiumkloridi esiintyy luonnossa kiteisenä hydraattina CaCl 2 · 6H 2 O. Tämä yhdiste menettää kuumennettaessa vesimolekyylejä.

kalsiumfluoridia CaF 2 eli kalsiumfluoridia löytyy luonnostaan ​​mineraalifluoriitista. Ja puhdasta kiteistä kalsiumdifluoridia kutsutaan fluorisälpäksi.

Mutta luonnollisilla kalsiumyhdisteillä ei aina ole ihmisten tarvitsemia ominaisuuksia. Siksi ihminen on oppinut muuntamaan sellaisia ​​yhdisteitä keinotekoisesti muiksi aineiksi. Jotkut näistä keinotekoisista yhdisteistä ovat meille jopa tutumpia kuin luonnolliset. Esimerkkinä ovat sammutettu Ca (OH) 2 ja poltettu kalkki CaO, joita ihmiset ovat käyttäneet hyvin pitkään. Monet rakennusmateriaalit, kuten sementti, kalsiumkarbidi ja valkaisuaine, sisältävät myös keinotekoisia kalsiumyhdisteitä.

Mikä on elektrolyysi

Todennäköisesti melkein jokainen meistä on kuullut ilmiöstä nimeltä elektrolyysi. Yritämme antaa yksinkertaisimman kuvauksen tästä prosessista.

Jos sähkövirta johdetaan suolojen vesiliuosten läpi, kemiallisten muutosten seurauksena muodostuu uusia kemikaaleja. Prosesseja, jotka tapahtuvat liuoksessa, kun sen läpi johdetaan sähkövirtaa, kutsutaan elektrolyysiksi. Kaikkia näitä prosesseja tutkii tiede nimeltä sähkökemia. Tietenkin elektrolyysiprosessi voi tapahtua vain väliaineessa, joka johtaa virtaa. Happojen, emästen ja suolojen vesiliuokset ovat tällainen väliaine. Niitä kutsutaan elektrolyytiksi.

Elektrodit upotetaan elektrolyyttiin. Negatiivisesti varautunutta elektrodia kutsutaan katodiksi. Positiivisesti varautunutta elektrodia kutsutaan anodiksi. Kun sähkövirta kulkee elektrolyytin läpi, tapahtuu elektrolyysi. Elektrolyysin seurauksena liuenneiden aineiden aineosat laskeutuvat elektrodeille. Katodilla ne ovat positiivisesti varattuja, anodilla negatiivisia. Mutta itse elektrodeissa voi tapahtua toissijaisia ​​reaktioita, joiden seurauksena muodostuu toissijainen aine.

Näemme, että elektrolyysin avulla kemiallisia tuotteita muodostuu ilman kemiallisia reagensseja.

Miten kalsiumia saadaan

Teollisuudessa kalsiumia voidaan saada sulan kalsiumkloridin CaCl2:n elektrolyysillä.

CaCl 2 \u003d Ca + Cl 2

Tässä prosessissa grafiitista valmistettu kylpy on anodi. Kylpy asetetaan sähköuuniin. Katodi on rautatanko, joka liikkuu kylvyn leveyttä pitkin ja jolla on myös kyky nousta ja laskea. Elektrolyytti on sulaa kalsiumkloridia, joka kaadetaan kylpyyn. Katodi lasketaan elektrolyyttiin. Näin elektrolyysiprosessi alkaa. Katodin alle muodostuu sulaa kalsiumia. Kun katodi nousee, kalsium jähmettyy kosketuspisteessä katodin kanssa. Joten vähitellen katodin nostoprosessissa kalsiumia kerääntyy sauvan muodossa. Sitten kalsiumtanko irrotetaan katodista.

Puhdasta kalsiumia saatiin ensimmäisen kerran elektrolyysillä vuonna 1808.

Kalsiumia saadaan myös oksideista aluminotermisellä pelkistyksellä. .

4CaO + 2Al -> CaAl 2O 4 + Ca

Tässä tapauksessa kalsiumia saadaan höyryn muodossa. Tämä höyry kondensoituu sitten.

Kalsiumilla on korkea kemiallinen aktiivisuus. Siksi sitä käytetään laajalti teollisuudessa tulenkestävien metallien pelkistämiseen oksideista sekä teräksen ja raudan tuotannossa.