Каде се користи калциумот? Калциум во природата (3,4% во Земјината кора)

Соединенија на калциум- варовник, мермер, гипс (како и вар - производ од варовник) веќе биле користени во градежништвото во античко време. До крајот на 18 век, хемичарите сметале дека вар е едноставна цврстина. Во 1789 година, A. Lavoisier сугерираше дека вар, магнезија, барит, алуминиум и силициум диоксид се сложени супстанции. Во 1808 година, Дејви, подложувајќи ја смесата од влажна гасена вар и жива оксид на електролиза со жива катода, подготвил калциум амалгам и со дестилирање на жива од него, добил метал наречен „калциум“ (од латински. Calx,родот. случај калцис - вар).

Поставување електрони во орбитали.

+20Sa… |3s 3p 3d | 4s

Калциумот се нарекува земноалкален метал и е класифициран како S елемент. На надворешното електронско ниво, калциумот има два електрони, па затоа дава соединенија: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 итн. Калциумот е типичен метал - има висок афинитет за кислород, ги редуцира речиси сите метали од нивните оксиди и формира прилично силна база Ca(OH)2.

Кристалните решетки од метали можат да бидат од различни видови, но калциумот се карактеризира со кубна решетка во центарот на лицето.

Големините, формите и релативните позиции на кристалите во металите се емитуваат со помош на металографски методи. Најкомплетната проценка на структурата на металот во овој поглед е обезбедена со микроскопска анализа на неговиот тенок пресек. Се отсекува примерок од металот што се испитува и неговата површина се меле, полира и гравира со специјален раствор (екчант). Како резултат на офорт, се истакнува структурата на примерокот, кој се испитува или фотографира со помош на металографски микроскоп.

Калциумот е лесен метал (d = 1,55), со сребрено-бела боја. Потврд е и се топи на повисока температура (851 ° C) во споредба со натриумот, кој се наоѓа веднаш до него во периодниот систем. Ова се објаснува со фактот дека има два електрони по јон на калциум во металот. Затоа, хемиската врска помеѓу јоните и електронскиот гас е посилна од онаа на натриумот. За време на хемиските реакции, калциумовите валентни електрони се пренесуваат во атоми на други елементи. Во овој случај, се формираат двојно наелектризирани јони.

Калциумот има голема хемиска активност кон металите, особено кон кислородот. Во воздухот, тој оксидира побавно од алкалните метали, бидејќи оксидниот филм на него е помалку пропустлив за кислород. Кога се загрева, калциумот согорува, ослободувајќи огромни количества топлина:

Калциумот реагира со вода, поместувајќи го водородот од него и формирајќи основа:

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

Поради високата хемиска реактивност на кислородот, калциумот наоѓа одредена употреба во добивањето на ретки метали од нивните оксиди. Металните оксиди се загреваат заедно со струготини од калциум; Реакциите резултираат со калциум оксид и метал. Употребата на калциум и некои од неговите легури за таканаречената деоксидација на металите се заснова на истото својство. Калциумот се додава во стопениот метал и ги отстранува трагите од растворениот кислород; добиениот калциум оксид плови на површината на металот. Калциумот е вклучен во некои легури.

Калциумот се добива со електролиза на стопен калциум хлорид или со алуминиотермички метод. Калциум оксид, или гасена вар, е бел прав кој се топи на 2570 °C. Се добива со калцинирање на варовник:

CaCO3 = CaO + CO2^

Калциум оксидот е основен оксид, па затоа реагира со киселини и киселински анхидриди. Со вода ја дава основата - калциум хидроксид:

CaO + H2O = Ca(OH)2

Додавањето вода во калциум оксид, наречено гасење на вар, се случува со ослободување на голема количина топлина. Дел од водата се претвора во пареа. Калциум хидроксид, или гасена вар, е бела супстанца, малку растворлива во вода. Воден раствор на калциум хидроксид се нарекува варова вода. Овој раствор има прилично силни алкални својства, бидејќи калциум хидроксид добро се дисоцира:

Ca(OH)2 = Ca + 2OH

Во споредба со хидратите на оксидите на алкалните метали, калциум хидроксидот е послаба основа. Ова се објаснува со фактот дека јонот на калциум е двојно наелектризиран и посилно привлекува хидроксилни групи.

Гасената вар и нејзиниот раствор, наречен варовна вода, реагираат со киселини и киселински анхидриди, вклучително и јаглерод диоксид. Варовата вода се користи во лаборатории за откривање на јаглерод диоксид, бидејќи добиениот нерастворлив калциум карбонат предизвикува заматување во водата:

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Меѓутоа, ако јаглерод диоксид се пропушта долго време, растворот повторно станува бистар. Ова се објаснува со фактот дека калциум карбонатот се претвора во растворлива сол - калциум бикарбонат:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

Во индустријата, калциумот се добива на два начина:

Со загревање на брикетираната смеса од CaO и Al во прав на 1200 °C во вакуум од 0,01 - 0,02 mm. rt. чл.; се разликува по реакција:

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

Калциумската пареа се кондензира на ладна површина.

Со електролиза на топењето на CaCl2 и KCl со течна бакар-калциумска катода, се подготвува легура Cu-Ca (65% Ca), од која калциумот се дестилира на температура од 950 - 1000 ° C во вакуум од 0,1 - 0,001 mm Hg.

Развиен е и метод за производство на калциум со термичка дисоцијација на калциум карбид CaC2.

Калциумот е еден од најчестите елементи во природата. Земјината кора содржи приближно 3% (тежина). Калциумовите соли формираат големи акумулации во природата во форма на карбонати (креда, мермер), сулфати (гипс) и фосфати (фосфорити). Под влијание на вода и јаглерод диоксид, карбонатите влегуваат во раствор во форма на бикарбонати и се транспортираат преку подземните и речните води на долги растојанија. Кога калциумовите соли се измијат, може да се формираат пештери. Поради испарувањето на водата или зголемувањето на температурата, на нова локација може да се формираат наслаги на калциум карбонат. На пример, во пештерите се формираат сталактити и сталагмити.

Растворливите соли на калциум и магнезиум предизвикуваат целосна тврдост на водата. Ако ги има во вода во мали количини, тогаш водата се нарекува мека. Со висока содржина на овие соли (100 - 200 mg калциумови соли во 1 литар во однос на јони), водата се смета за тврда. Во таква вода, сапунот не се пени добро, бидејќи солите на калциум и магнезиум формираат нерастворливи соединенија со него. Тврдата вода не ја приготвува добро храната, а кога се варат, формира бигор на ѕидовите на парните котли. Вагата лошо ја спроведува топлината, предизвикува зголемена потрошувачка на гориво и го забрзува абењето на ѕидовите на котелот. Формирањето вага е сложен процес. Кога се загреваат, киселинските соли на јаглеродна киселина на калциум и магнезиум се распаѓаат и се претвораат во нерастворливи карбонати:

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

Растворливоста на калциум сулфатот CaSO4 исто така се намалува кога се загрева, па затоа е дел од скалата.

Цврстината предизвикана од присуството на калциум и магнезиум бикарбонати во водата се нарекува карбонат или привремена цврстина, бидејќи се отстранува со вриење. Покрај карбонатната цврстина, постои и некарбонатна цврстина, која зависи од содржината на калциум и магнезиум сулфати и хлориди во водата. Овие соли не се отстрануваат со вриење и затоа некарбонатната цврстина се нарекува и трајна цврстина. Карбонатната и некарбонатната цврстина се собираат до вкупната цврстина.

За целосно отстранување на тврдоста, понекогаш се дестилира водата. За да се елиминира тврдоста на карбонат, водата се вари. Општата цврстина се елиминира или со додавање хемикалии или со користење на таканаречените катјонски разменувачи. Кога се користи хемискиот метод, растворливите соли на калциум и магнезиум се претвораат во нерастворливи карбонати, на пример, се додава млеко од вар и сода:

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

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

Отстранувањето на тврдоста со помош на катјонски разменувачки смоли е понапреден процес. Катјонските разменувачи се сложени супстанции (природни соединенија на силициум и алуминиум, органски соединенија со висока молекуларна вредност), чиј состав може да се изрази со формулата Na2R, каде што R е комплексен киселински остаток. При филтрирање на водата низ слој од смола за размена на катјони, јоните на Na (катјони) се разменуваат за јони на Ca и Mg:

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Следствено, јоните на Ca минуваат од растворот во катјонскиот разменувач, а јоните на Na преминуваат од катјонскиот разменувач во растворот. За да се врати употребениот катјонски изменувач, тој се мие со раствор од кујнска сол. Во овој случај, се случува обратен процес: Ca јоните во катјонскиот разменувач се заменуваат со Na јони:

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

Регенерираниот катјонски изменувач може повторно да се користи за прочистување на водата.

Во форма на чист метал, Ca се користи како редукционо средство за U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb и некои метали од ретки земји и нивни соединенија. Се користи и за деоксидација на челици, бронзи и други легури, за отстранување на сулфур од нафтени деривати, за дехидрација на органски течности, за прочистување на аргонот од азотни нечистотии и како апсорбер на гас во електрични вакуумски уреди. Антификционите материјали на системот Pb - Na - Ca, како и легурите Pb - Ca што се користат за производство на обвивки за електрични кабли, се широко користени во технологијата. Легурата Ca - Si - Ca (силикокалциум) се користи како деоксидатор и дегазира во производството на висококвалитетни челици.

Калциумот е еден од биогените елементи неопходни за нормално функционирање на животните процеси. Присутен е во сите ткива и течности на животните и растенијата. Само ретки организми можат да се развијат во средина без Ca. Кај некои организми содржината на Ca достигнува 38%: кај луѓето - 1,4 - 2%. Клетките на растителните и животинските организми бараат строго дефинирани соодноси на јони на Ca, Na и K во екстрацелуларните средини. Растенијата добиваат Ca од почвата. Врз основа на нивната врска со Ca, растенијата се делат на калцефили и калцефоби. Животните добиваат Ca од храна и вода. Ca е неопходен за формирање на голем број клеточни структури, одржување на нормална пропустливост на надворешните клеточни мембрани, за оплодување на јајца од риба и други животни и за активирање на голем број ензими. Калионите ја пренесуваат возбудата до мускулните влакна, предизвикувајќи негово контракција, ја зголемува силата на срцевите контракции, ја зголемува фагоцитната функција на леукоцитите, го активира системот на заштитни крвни протеини и учествува во неговата коагулација. Во клетките, речиси целиот Ca се наоѓа во форма на соединенија со протеини, нуклеински киселини, фосфолипиди и во комплекси со неоргански фосфати и органски киселини. Во крвната плазма на луѓето и повисоките животни, само 20-40% од Ca може да се врзе за протеините. Кај животните со скелет, до 97-99% од целиот Ca се користи како градежен материјал: кај без'рбетниците главно во форма на CaCO3 (школки од мекотели, корали), кај 'рбетниците - во форма на фосфати. Многу без'рбетници складираат Ca пред да се распаднат за да изградат нов скелет или да обезбедат витални функции во неповолни услови. Содржината на Ca во крвта на луѓето и повисоките животни е регулирана со хормони на паратироидните жлезди и тироидните жлезди. Витаминот Д игра клучна улога во овие процеси. Апсорпцијата на Ca се јавува во предниот дел на тенкото црево. Апсорпцијата на Ca се влошува со намалување на киселоста во цревата и зависи од односот на Ca, фосфор и масти во храната. Оптималниот сооднос Ca/P во кравјото млеко е околу 1,3 (кај компирот 0,15, во гравот 0,13, во месото 0,016). Со вишок на P и оксална киселина во храната, апсорпцијата на Ca се влошува. Жолчните киселини ја забрзуваат неговата апсорпција. Оптималниот сооднос Ca/масти во човечката храна е 0,04 - 0,08 g Ca на 1 g. масти Екскрецијата на Ca се јавува главно преку цревата. Цицачите губат многу Ca во млекото за време на лактацијата. Со нарушувања на метаболизмот на фосфор-калциум, рахитисот се развива кај млади животни и деца, а промените во составот и структурата на скелетот (остеомалација) се развиваат кај возрасни животни.

Во медицината, лековите со Ca ги елиминираат нарушувањата поврзани со недостаток на јони на Ca во телото (тетанија, спазмофилија, рахитис). Препаратите на Ca ја намалуваат преосетливоста на алергени и се користат за лекување на алергиски болести (серумска болест, поспана треска итн.). Препаратите на Ca ја намалуваат зголемената васкуларна пропустливост и имаат антиинфламаторно дејство. Се користат за хеморагичен васкулитис, зрачење, воспалителни процеси (пневмонија, плеврит и др.) и некои кожни заболувања. Се препишува како хемостатско средство за подобрување на активноста на срцевиот мускул и подобрување на ефектот на препаратите за дигиталис, како противотров за труење со соли на магнезиум. Заедно со други лекови, препаратите на Ca се користат за стимулирање на породувањето. Ca хлоридот се администрира орално и интравенозно. За ткивна терапија е предложен осокалцинол (15% стерилна суспензија на специјално подготвен коскена прашок во масло од праска).

Препаратите од Ca исто така вклучуваат гипс (CaSO4), кој се користи во хирургија за гипсени завои и креда (CaCO3), пропишана внатрешно за зголемена киселост на желудечниот сок и за подготовка на прашок за заби.

Почетна / Предавања 1 година / Општа и органска хемија / Прашање 23. Калциум / 2. Физички и хемиски својства

Физички својства. Калциумот е сребрено-бел податлив метал кој се топи на температура од 850 степени. C и врие на 1482 степени. C. Тој е значително потврд од алкалните метали.

Хемиски својства. Калциумот е активен метал. Значи, во нормални услови, лесно е во интеракција со атмосферскиот кислород и халогените:

2 Ca + O2 = 2 CaO (калциум оксид);

Ca + Br2 = CaBr2 (калциум бромид).

Калциумот реагира со водород, азот, сулфур, фосфор, јаглерод и други неметали кога се загрева:

Ca + H2 = CaH2 (калциум хидрид);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (калциум нитрид);

Ca + S = CaS (калциум сулфид);

3 Ca + 2 P = Ca3P2 (калциум фосфид);

Ca + 2 C = CaC2 (калциум карбид).

Калциумот реагира бавно со ладна вода, но многу енергично со топла вода:

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

Калциумот може да го отстрани кислородот или халогените од оксидите и халидите на помалку активни метали, односно има редуцирачки својства:

5 Ca + Nb2O5 = CaO + 2 Nb;

• 1. Да се ​​биде во природа
• 3. Потврда
• 4. Апликација

www.medkurs.ru

Калциум | директориумот Pesticides.ru

За многу луѓе, знаењето за калциумот е ограничено само на фактот дека овој елемент е неопходен за здрави коски и заби. Каде на друго место се содржи, зошто е потребно и колку е потребно, не секој има идеја. Сепак, калциумот се наоѓа во многу познати соединенија, и природни и вештачки. Креда и вар, сталактити и сталагмити од пештери, антички фосили и цемент, гипс и алабастер, млечни производи и лекови против остеопороза - сето ова и многу повеќе е богато со калциум.

Овој елемент првпат го добил Г. Дејви во 1808 година, а на почетокот не бил особено активно користен. Сепак, овој метал сега е петти најпроизведен во светот, а потребата за него се зголемува од година во година. Главната област на употреба на калциум е производството на градежни материјали и мешавини. Сепак, неопходно е да се изградат не само куќи, туку и живи клетки. Во човечкото тело, калциумот е дел од скелетот, овозможува мускулни контракции, обезбедува згрутчување на крвта, ја регулира активноста на голем број дигестивни ензими и врши други доста бројни функции. Тоа не е помалку важно за другите живи објекти: животни, растенија, габи, па дури и бактерии. Во исто време, потребата за калциум е доста висока, што овозможува да се класифицира како макронутриент.

Калциумот, Ca е хемиски елемент од главната подгрупа од групата II на периодичниот систем Менделеев. Атомски број – 20. Атомска маса – 40,08.

Калциумот е земноалкален метал. Кога е слободен, податлив, прилично тврд, бел. По густина припаѓа на лесни метали.

• Густина – 1,54 g/cm3,
• Точка на топење - +842 °C,
• Точка на вриење – +1495 °C.

Калциумот има изразени метални својства. Кај сите соединенија оксидационата состојба е +2.

Во воздухот станува покриен со слој оксид, а кога се загрева гори со црвеникав, силен пламен. Полека реагира со ладна вода, но брзо го менува водородот од топла вода и формира хидроксид. При интеракција со водород, тој формира хидриди. На собна температура реагира со азот, формирајќи нитриди. Исто така лесно се комбинира со халогени и сулфур и ги намалува металните оксиди кога се загрева.

Калциумот е еден од најзастапените елементи во природата. Во земјината кора неговата содржина е 3% од масата. Се јавува во форма на наслаги од креда, варовник и мермер (природен вид на калциум карбонат CaCO3). Постојат големи количини на наслаги на гипс (CaSO4 x 2h3O), фосфорит (Ca3(PO4)2 и разни силикати што содржат калциум.

Вода

Тврда вода

Мека вода

Почви

Губењето на калциумот од почвата се јавува како резултат на неговото истекување со врнежи. Овој процес зависи од гранулометрискиот состав на почвата, количината на врнежи, видот на растенијата, формите и дозите на вар и минерални ѓубрива. Во зависност од овие фактори, загубите на калциум од обработливиот слој се движат од неколку десетици до 200 – 400 kg/ha или повеќе.

Содржина на калциум во различни видови почви

Подзоличните почви содржат 0,73% (од сувата материја на почвата) калциум.

Сива шума – 0,90% калциум.

Черноземи - 1,44% калциум.

Сероземи – 6,04% калциум.

Во растението, калциумот се наоѓа во форма на фосфати, сулфати, карбонати и во форма на соли на пектинска и оксална киселина. Речиси до 65% од калциумот во растенијата може да се екстрахира со вода. Остатокот се третира со слаби оцетни и хлороводородни киселини. Најголем дел од калциумот се наоѓа во клетките кои стареат.

Функции на калциум

Ефектот на овој елемент врз растенијата е повеќеслоен и, по правило, позитивен. Калциум:

• Го зајакнува метаболизмот;
• Игра важна улога во движењето на јаглехидратите;
• Влијае на метаморфозата на азотни материи;
• Ја забрзува потрошувачката на резервни протеини на семето за време на ртење;
• Игра улога во процесот на фотосинтеза;
• силен антагонист на други катјони, спречувајќи го нивниот вишок навлегување во растителните ткива;
• Влијае на физичко-хемиските својства на протоплазмата (вискозитет, пропустливост итн.), а со тоа и на нормалниот тек на биохемиските процеси во растението;
• Соединенијата на калциум со пектински супстанции ги лепат ѕидовите на поединечните клетки заедно;
• Влијае на ензимската активност.

Треба да се напомене дека влијанието на соединенијата на калциум (вар) врз ензимската активност се изразува не само со директно дејство, туку и поради подобрувањето на физичко-хемиските својства на почвата и нејзиниот режим на исхрана. Покрај тоа, варењето на почвата значително влијае на процесите на биосинтеза на витамини.

Недостаток (недостаток) на калциум во растенијата

Недостатокот на калциум првенствено влијае на развојот на кореновиот систем. Формирањето на коренски влакна на корените престанува. Надворешните коренски клетки се уништуваат.

Овој симптом се манифестира и со недостаток на калциум и со нерамнотежа во хранливиот раствор, односно доминација на едновалентни катјони на натриум, калиум и водород во него.

Дополнително, присуството на нитратен азот во почвениот раствор го зголемува снабдувањето со калциум до растителните ткива и го намалува снабдувањето со амонијак.

Знаци на калциум глад се очекуваат кога содржината на калциум е помала од 20% од капацитетот за размена на катјони на почвата.

Симптоми Визуелно, недостатокот на калциум се одредува со следниве знаци:

• Корените на растенијата имаат оштетени врвови со кафеава боја;
• Точката на растење се деформира и умира;
• Цвеќиња, јајници и пупки паѓаат;
• Плодовите се оштетени со некроза;
• Забележано е дека листовите се хлоротични;
• Апикалната пупка умира и растот на стеблото престанува.

Зелка, луцерка и детелина се многу чувствителни на присуството на калциум. Утврдено е дека истите овие растенија се карактеризираат и со зголемена чувствителност на киселоста на почвата.

Труењето со минерален калциум резултира со интервеинална хлороза со белузлави некротични точки. Тие можат да бидат обоени или да имаат концентрични прстени исполнети со вода. Некои растенија реагираат на вишокот калциум со одгледување на розети од лисја, умирање на пука и испуштање лисја. Симптомите по изглед се слични на недостаток на железо и магнезиум.

Изворот на надополнување на калциум во почвата се варовите ѓубрива. Тие се поделени во три групи:

• Тврди варовнички карпи;
• Меки варовнички карпи;
• Индустриски отпад со висока содржина на вар.

Врз основа на содржината на CaO и MgO, тврдите варовнички карпи се делат на:

• варовници (55-56% CaO и до 0,9% MgO);
• доломитизирани варовници (42-55% CaO и до 9% MgO);
• доломити (32-30% CaO и 18-20% MgO).

Варовници

Доломитизиран варовник

Марл

Креда

Изгорена вар

Гасена вар

Доломитно брашно

Варовнички туфови

Нечистотија при дефекација (дефекација)

Циклони со пепел од шкрилци

Прашина од печки и фабрики за цемент

Металуршки згура

Органски ѓубрива. Содржината на Ca во однос на CaCO3 е 0,32-0,40%.

Фосфоритно брашно. Содржина на калциум - 22% CaCO3.

Варните ѓубрива се користат не само за обезбедување на почвата и растенијата со калциум. Главната цел на нивната употреба е варовник на почвата. Ова е метод на хемиска мелиорација. Таа е насочена кон неутрализирање на вишокот на киселост на почвата, подобрување на нејзините агрофизички, агрохемиски и биолошки својства, снабдување на растенијата со магнезиум и калциум, мобилизирање и имобилизирање на макроелементи и микроелементи, создавање оптимални водно-физички, физички, воздушни услови за животот на култивираните растенија.

Ефикасност на варењето на почвата

Истовремено со задоволување на потребите на растенијата за калциум како елемент на минералната исхрана, варењето доведува до повеќекратни позитивни промени во почвите.

Ефектот на варењето врз својствата на некои почви

Калциумот ја промовира коагулацијата на почвените колоиди и го спречува нивното истекување. Ова води до полесна обработка на почвата и подобрена аерација.

Како резултат на варовник:

• песочните хумусни почви го зголемуваат нивниот капацитет за апсорпција на вода;
• На тешки глинени почви се формираат почвени агрегати и грутки кои ја подобруваат водопропустливоста.

Конкретно, органските киселини се неутрализираат и H-јоните се поместени од апсорбирачкиот комплекс. Ова доведува до елиминација на метаболичката киселост и намалување на хидролитичката киселост на почвата. Истовремено, се забележува подобрување на катјонскиот состав на почвениот комплекс за апсорпција, што настанува поради замена на водородните и алуминиумските јони со катјони на калциум и магнезиум. Ова го зголемува степенот на заситеност на почвата со бази и го зголемува капацитетот на апсорпција.

Ефектот на варовникот врз снабдувањето со азот на растенијата

По варењето, позитивните агрохемиски својства на почвата и нејзината структура може да се задржат неколку години. Ова помага да се создадат поволни услови за подобрување на корисни микробиолошки процеси за мобилизација на хранливи материи. Се зголемува активноста на амонификаторите, нитрификаторите и бактериите кои го фиксираат азотот кои живеат слободно во почвата.

Варовницата помага да се зголеми пролиферацијата на јазли бактерии и да се подобри снабдувањето со азот на растението домаќин. Утврдено е дека бактериските ѓубрива ја губат својата ефикасност на кисели почви.

Ефектот на варовникот врз снабдувањето со елементи од пепел до растенијата

Варовницата помага во снабдувањето на растението со елементи од пепел, бидејќи ја зголемува активноста на бактериите кои ги разградуваат органските фосфорни соединенија во почвата и промовираат транзиција на железо и алуминиум фосфати во соли на калциум фосфат достапни за растенијата. Варовницата на киселите почви ги подобрува микробиолошките и биохемиските процеси, што, пак, ја зголемува количината на нитрати, како и сварливите форми на фосфор и калиум.

Ефект на варовникот врз формите и достапноста на макроелементите и микроелементите

Варовницата ја зголемува количината на калциум, а при користење на брашно од доломит - магнезиум. Во исто време, токсичните форми на манган и алуминиум стануваат нерастворливи и преминуваат во преципитирана форма. Се намалува достапноста на елементи како железо, бакар, цинк, манган. Азот, сулфур, калиум, калциум, магнезиум, фосфор и молибден стануваат подостапни.

Влијанието на варењето врз дејството на физиолошки киселите ѓубрива

Варовницата ја зголемува ефикасноста на физиолошки киселите минерални ѓубрива, особено на амонијак и поташа.

Позитивниот ефект на физиолошки киселите ѓубрива без додавање вар избледува, а со текот на времето може да стане негативен. Значи, во оплодените области, приносите се уште помали отколку во неоплодените области. Комбинацијата на варовник со употреба на ѓубрива ја зголемува нивната ефикасност за 25-50%.

При варењето се активираат ензимските процеси во почвата, со што индиректно се оценува нејзината плодност.

Составил: Григоровскаја П.И.

Страната е додадена: 05.12.13 00:40

Последно ажурирање: 22.05.14 16:25

Литературни извори:

Глинка Н.Л. Општа хемија. Учебник за универзитети. Издавач: Ленинград: Хемија, 1985 година, стр. 731

Минеев В.Г. Агрохемија: Учебник – 2. издание, ревидирана и проширена – М.: Издавачка куќа на Московскиот државен универзитет, Издавачка куќа КолосС, 2004 година – 720 стр., л. болен.: болен. – (Класичен универзитетски учебник).

Петров Б.А., Селиверстов Н.Ф. Минерална исхрана на растенијата. Референтен водич за студенти и градинари. Екатеринбург, 1998. 79 стр.

Енциклопедија за деца. Том 17. Хемија. / Глава. ед. В.А. Володин. – М.: Аванта +, 2000. – 640 стр., ил.

Јагодин Б.А., Жуков Ју.П., Кобзаренко В.И. Агрохемија / Уредено од Б.А. Јагодина – М.: Колос, 2002. – 584 стр.: ill (Учебници и наставни помагала за студенти на високообразовни институции).

Слики (преработени):

20 Ca Калциум, лиценцирана под CC BY

Недостаток на калциум во пченицата, од CIMMYT, лиценцирана под CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Калциумот и неговата улога за човештвото - Хемија

Калциумот и неговата улога за човештвото

Вовед

Да се ​​биде во природа

Потврда

Физички својства

Хемиски својства

Примена на соединенија на калциум

Биолошка улога

Заклучок

Библиографија

Вовед

Калциумот е елемент од главната подгрупа од втората група, четвртиот период од периодичниот систем на хемиски елементи на Д.И. Менделеев, со атомски број 20. Се означува со симболот Ca (лат. Калциум). Едноставната супстанција калциум (CAS број: 7440-70-2) е мек, реактивен земноалкален метал со сребрено-бела боја.

И покрај сеприсутноста на елементот бр. 20, дури и хемичарите не виделе елементарен калциум. Но, овој метал, и по изглед и по однесување, е сосема различен од алкалните метали, чиј контакт е полн со опасност од пожари и изгореници. Може безбедно да се чува во воздух, не се запали од вода. Механичките својства на елементарниот калциум не го прават „црна овца“ во семејството на метали: калциумот надминува многу од нив по сила и цврстина; може да се врти на струг, вовлечен во жица, фалсификуван, притиснат.

А сепак, елементарниот калциум речиси никогаш не се користи како структурен материјал. Тој е премногу активен за тоа. Калциумот лесно реагира со кислород, сулфур и халогени. Дури и со азот и водород, под одредени услови, тој реагира. Околината на јаглеродни оксиди, инертна за повеќето метали, е агресивна за калциум. Согорува во атмосфера на CO и CO2.

Историја и потекло на името

Името на елементот доаѓа од лат. calx (во генитив calcis) -- „вар“, „мек камен“. Тоа беше предложено од англискиот хемичар Хемфри Дејви, кој изолираше калциум метал со електролитски метод во 1808 година. Дејви електролизирал мешавина од влажна гасена вар и живин оксид HgO на платина плоча, која служела како анода. Катодата беше платина жица потопена во течна жива. Како резултат на електролиза, се добива калциум амалгам. Имајќи дестилирана жива од неа, Дејви добил метал наречен калциум.

Соединенијата на калциум - варовник, мермер, гипс (како и вар - производ на калцинирање на варовник) се користат во градежништвото пред неколку илјади години. До крајот на 18 век, хемичарите сметале дека вар е едноставна цврстина. Во 1789 година, A. Lavoisier сугерираше дека вар, магнезија, барит, алуминиум и силициум диоксид се сложени супстанции.

Да се ​​биде во природа

Поради високата хемиска активност, калциумот не се јавува во слободна форма во природата.

Калциумот сочинува 3,38% од масата на земјината кора (5-та најзастапена по кислородот, силициумот, алуминиумот и железото).

Изотопи. Калциумот се јавува во природата како мешавина од шест изотопи: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, меѓу кои најчестиот - 40Ca - е 96,97%.

Од шесте природни изотопи на калциум, пет се стабилни. Шестиот изотоп, 48Ca, најтешкиот од шесте и многу редок (неговото изотопско изобилство е само 0,187%), неодамна беше откриено дека претрпува двојно бета распаѓање со полуживот од 5,3 x 1019 години.

Во карпите и минералите. Најголем дел од калциумот е содржан во силикати и алумосиликати на разни карпи (гранити, гнајсеви и др.), особено во фелдспат - Ca анортит.

Во форма на седиментни карпи, соединенијата на калциум се претставени со креда и варовници, кои се состојат главно од минералот калцит (CaCO3). Кристалната форма на калцит - мермер - е многу поретка во природата.

Калциумските минерали како калцит CaCO3, анхидрит CaSO4, алабастер CaSO4 0,5h3O и гипс CaSO4 2h3O, флуорит CaF2, апатит Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит MgCO3 CaCO3 се доста распространети. Присуството на соли на калциум и магнезиум во природната вода ја одредува нејзината цврстина.

Калциумот, енергично мигрирајќи се во земјината кора и се акумулира во различни геохемиски системи, формира 385 минерали (четврт најголем број минерали).

Миграција во земјината кора. Во природната миграција на калциум, значајна улога игра „карбонатната рамнотежа“, поврзана со реверзибилната реакција на интеракцијата на калциум карбонат со вода и јаглерод диоксид со формирање на растворлив бикарбонат:

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

(рамнотежата се поместува налево или надесно во зависност од концентрацијата на јаглерод диоксид).

Биогена миграција. Во биосферата, соединенијата на калциум се наоѓаат во скоро сите животински и растителни ткива (види исто така подолу). Значителна количина на калциум се наоѓа во живите организми. Така, хидроксиапатитот Ca5(PO4)3OH, или, во друг запис, 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2, е основата на коскеното ткиво на 'рбетниците, вклучувајќи ги и луѓето; Лушпите и лушпите на многу без'рбетници, лушпи од јајца и др., се направени од калциум карбонат CaCO3.Во живите ткива на луѓето и животните има 1,4-2% Ca (по масен удел); во човечко тело со тежина од 70 kg, содржината на калциум е околу 1,7 kg (главно во меѓуклеточната супстанција на коскеното ткиво).

Потврда

Слободниот метален калциум се добива со електролиза на топење што се состои од CaCl2 (75-80%) и KCl или од CaCl2 и CaF2, како и со алуминотермичка редукција на CaO на 1170-1200 °C:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Физички својства

Металот на калциум постои во две алотропни модификации. До 443 °C, ?-Ca со кубна решетка насочена кон лице (параметар a = 0,558 nm) е стабилна; повисока стабилна е ?-Ca со кубна решетка во центарот на телото од типот ?-Fe (параметар a = 0,448 nm). Стандардна енталпија?Транзиција H0? > ? изнесува 0,93 kJ/mol.

Хемиски својства

Калциумот е типичен земноалкален метал. Хемиската активност на калциумот е висока, но пониска од онаа на сите други земноалкални метали. Лесно реагира со кислород, јаглерод диоксид и влага во воздухот, поради што површината на калциумовиот метал е обично тапо сива, па во лабораторија калциумот обично се складира, како и другите метали од алкална земја, во добро затворена тегла под слој. керозин или течен парафин.

Во серијата стандардни потенцијали, калциумот се наоѓа лево од водородот. Стандардниот електроден потенцијал на парот Ca2+/Ca0 е 2,84 V, така што калциумот активно реагира со вода, но без палење:

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

Калциумот реагира со активни неметали (кислород, хлор, бром) во нормални услови:

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

Кога се загрева во воздух или кислород, калциумот се запали. Калциумот реагира со помалку активни неметали (водород, бор, јаглерод, силициум, азот, фосфор и други) кога се загрева, на пример:

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

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

3Ca + 2P = Ca3P2 (

калциум фосфид), познати се и калциум фосфиди од составите CaP и CaP5;

2Ca + Si = Ca2Si

(калциум силицид), познати се и калциум силициди од составите CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.

Појавата на горенаведените реакции, по правило, е придружена со ослободување на голема количина топлина (односно, овие реакции се егзотермни). Кај сите соединенија со неметали, оксидационата состојба на калциумот е +2. Повеќето соединенија на калциум со неметали лесно се разложуваат со вода, на пример:

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

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

Ca2+ јонот е безбоен. Кога на пламенот се додаваат растворливи калциумови соли, пламенот станува тули-црвен.

Калциумовите соли како што се CaCl2 хлорид, CaBr2 бромид, CaI2 јодид и Ca(NO3)2 нитрат се високо растворливи во вода. Нерастворливи во вода се флуорид CaF2, карбонат CaCO3, сулфат CaSO4, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат CaC2O4 и некои други.

Важно е дека, за разлика од калциум карбонат CaCO3, киселиот калциум карбонат (бикарбонат) Ca(HCO3)2 е растворлив во вода. Во природата, ова води до следните процеси. Кога студениот дожд или речната вода, заситена со јаглерод диоксид, продира под земја и паѓа на варовник, се забележува нивно растворање:

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

На истите места каде што водата заситена со калциум бикарбонат доаѓа на површината на земјата и се загрева од сончевите зраци, се јавува обратна реакција:

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

Така се пренесуваат големи маси на материи во природата. Како резултат на тоа, под земја може да се формираат огромни празнини, а во пештерите се формираат прекрасни камени „мразови“ - сталактити и сталагмити.

Присуството на растворен калциум бикарбонат во водата во голема мера ја одредува привремената тврдост на водата. Се нарекува привремен затоа што кога водата ќе зоврие, бикарбонатот се распаѓа и се таложи CaCO3. Овој феномен води, на пример, до фактот дека со текот на времето се формира бигор во котел.

Примени на калциум метал

Главната употреба на калциум метал е како средство за намалување во производството на метали, особено никел, бакар и нерѓосувачки челик. Калциумот и неговиот хидрид се користат и за производство на метали кои тешко се намалуваат како што се хром, ториум и ураниум. Легурите на калциум-олово се користат во батерии и легури на лежишта. Гранулите на калциум се користат и за отстранување на траги од воздух од вакуум уредите.

Металотермија

Чистиот метален калциум е широко користен во металотермијата за производство на ретки метали.

Легурирање на легури

Чистиот калциум се користи за легура на олово што се користи за производство на батериски плочи и батерии за стартување со оловно-киселини без одржување со мало самопразнење. Исто така, металниот калциум се користи за производство на висококвалитетни калциумови бабити BKA.

Нуклеарна фузија

Изотопот 48Ca е најефективниот и најчесто користен материјал за производство на супертешки елементи и откривање на нови елементи на периодниот систем. На пример, во случај на употреба на јони од 48Ca за производство на супертешки елементи во акцелераторите, јадрата на овие елементи се формираат стотици и илјадници пати поефикасно отколку кога се користат други „проектили“ (јони).

Примена на соединенија на калциум

Калциум хидрид. Со загревање на калциум во водородна атмосфера се добива Cah3 (калциум хидрид), кој се користи во металургијата (металотермија) и во производството на водород на терен.

Оптички и ласерски материјали Калциум флуорид (флуорит) се користи во форма на единечни кристали во оптика (астрономски цели, леќи, призми) и како ласерски материјал. Калциум волфрам (шеелит) во форма на единечни кристали се користи во ласерската технологија, а исто така и како сцинтилатор.

Калциум карбид. Калциум карбид CaC2 е широко користен за производство на ацетилен и за редукција на метали, како и за производство на калциум цијанамид (со загревање на калциум карбид во азот на 1200 °C, реакцијата е егзотермна, се изведува во печки со цијанамид) .

Хемиски извори на струја. Калциумот, како и неговите легури со алуминиум и магнезиум, се користат во резервни топлински електрични батерии како анода (на пример, калциум-хроматен елемент). Калциум хромат се користи во такви батерии како катода. Особеноста на ваквите батерии е исклучително долг рок на траење (децении) во соодветна состојба, способност за работа во какви било услови (простор, високи притисоци), висока специфична енергија во однос на тежина и волумен. Недостаток: краток животен век. Ваквите батерии се користат таму каде што е неопходно да се создаде колосална електрична енергија за краток временски период (балистички проектили, некои вселенски летала итн.).

Огноотпорни материјали. Калциум оксидот, и во слободна форма и како дел од керамичките мешавини, се користи во производството на огноотпорни материјали.

Лекови. Соединенијата на калциум се широко користени како антихистаминици.

Калциум хлорид

Калциум глуконат

Калциум глицерофосфат

Покрај тоа, соединенијата на калциум се вклучени во лекови за спречување на остеопороза, во витамински комплекси за бремени жени и постари лица.

Биолошка улога

Калциумот е вообичаен макронутриент во телото на растенијата, животните и луѓето. Кај луѓето и другите 'рбетници, најголемиот дел од него е содржан во скелетот и забите во форма на фосфати. Скелетите на повеќето групи без'рбетници (сунѓери, корални полипи, мекотели итн.) се состојат од различни форми на калциум карбонат (вар). Калциумовите јони се вклучени во процесите на згрутчување на крвта, како и во обезбедувањето постојан осмотски притисок на крвта. Калциумовите јони служат и како еден од универзалните втори гласници и регулираат различни интрацелуларни процеси - мускулна контракција, егзоцитоза, вклучително и лачење на хормони и невротрансмитери итн. Концентрацијата на калциум во цитоплазмата на човечките клетки е околу 10?7 mol, во меѓуклеточни течности околу 10 ?3 mol.

Потребите за калциум зависат од возраста. За возрасни потребниот дневен внес е од 800 до 1000 милиграми (мг), а за деца од 600 до 900 мг, што е многу важно за децата поради интензивниот раст на скелетот. Поголемиот дел од калциумот што влегува во човечкото тело со храната се наоѓа во млечните производи, а преостанатиот калциум доаѓа од месото, рибата и некои растителни производи (особено мешунките). Апсорпцијата се јавува и во дебелото и во тенкото црево и е олеснета со кисела средина, витамин Д и витамин Ц, лактоза и незаситени масни киселини. Улогата на магнезиумот во метаболизмот на калциумот е важна, со неговиот недостаток, калциумот се „измие“ од коските и се депонира во бубрезите (бубрежни камења) и мускулите.

Аспиринот, оксалната киселина и естрогенските деривати ја попречуваат апсорпцијата на калциумот. Кога се комбинира со оксална киселина, калциумот произведува соединенија нерастворливи во вода кои се компоненти на камењата во бубрезите.

Поради големиот број процеси поврзани со него, содржината на калциум во крвта е прецизно регулирана, а со правилна исхрана не се јавува недостаток. Долготрајното отсуство од исхраната може да предизвика грчеви, болки во зглобовите, поспаност, дефекти во растот и запек. Подлабок недостаток доведува до постојани мускулни грчеви и остеопороза. Злоупотребата на кафе и алкохол може да предизвика дефицит на калциум, бидејќи дел од него се излачува во урината.

Прекумерните дози на калциум и витамин Д може да предизвикаат хиперкалцемија, проследена со интензивна калцификација на коските и ткивата (главно влијае на уринарниот систем). Долготрајниот вишок го нарушува функционирањето на мускулните и нервните ткива, го зголемува згрутчувањето на крвта и ја намалува апсорпцијата на цинк од коскените клетки. Максималната дневна безбедна доза за возрасен е 1500 до 1800 милиграми.

Производи Калциум, mg/100 g

Сусам 783

Коприва 713

Шумски слезово 505

Голем хлебните 412

Галинсога 372

Сардини во масло 330

Бршлен будра 289

Кучешка роза 257

Бадем 252

Хлебните lanceolist. 248

Лешник 226

Семе од амарант 214

Крес 214

Сува соја 201

Деца под 3 години - 600 mg.

Деца од 4 до 10 години - 800 mg.

Деца од 10 до 13 години - 1000 mg.

Адолесценти од 13 до 16 години - 1200 mg.

Млади 16 и постари - 1000 mg.

Возрасни од 25 до 50 години - од 800 до 1200 mg.

Бремени жени и доилки - од 1500 до 2000 mg.

Заклучок

Калциумот е еден од најзастапените елементи на Земјата. Има многу во природата: планинските масиви и глинените карпи се формираат од калциумови соли, го има во морската и речната вода и е дел од растителните и животинските организми.

Калциумот постојано ги опкружува градските жители: речиси сите главни градежни материјали - бетон, стакло, тула, цемент, вар - го содржат овој елемент во значителни количини.

Природно, имајќи такви хемиски својства, калциумот не може да постои во природата во слободна состојба. Но, соединенијата на калциум - и природни и вештачки - имаат стекнато огромно значење.

Библиографија

1. Редакциски одбор: Knunyants I. L. (главен уредник) Хемиска енциклопедија: во 5 тома - Москва: Советска енциклопедија, 1990. - T. 2. - P. 293. - 671 стр.

2. Доронин. N.A. Calcium, Goskhimizdat, 1962. 191 стр. со илустрации.

3. Доценко В.А. - Терапевтска и превентивна исхрана. - Прашање. исхрана, 2001 - N1-стр.21-25

4. Bilezikian J. P. Калциум и метаболизам на коските // Во: K. L. Becker, ед.

www.e-ng.ru

Светот на науката

Калциумот е метален елемент од главната подгрупа II од групата 4 од периодниот систем на хемиски елементи. Припаѓа на семејството на алкални земјени метали. Надворешното енергетско ниво на атомот на калциум содржи 2 спарени s-електрони

Кои тој е во состојба енергично да ги подари за време на хемиски интеракции. Така, Калциумот е редукционо средство и во неговите соединенија има оксидациона состојба од +2. Во природата, калциумот се наоѓа само во форма на соли. Масовниот удел на калциум во земјината кора е 3,6%. Главниот природен минерал на калциум е калцитот CaCO3 и неговите сорти - варовник, креда, мермер. Постојат и живи организми (на пример, корали), чиј 'рбет главно се состои од калциум карбонат. Исто така важни минерали на калциум се доломитот CaCO3 MgCO3, флуоритот CaF2, гипсот CaSO4 2h3O, апатитот, фелдспатот итн. Калциумот игра важна улога во животот на живите организми. Масовниот удел на калциум во човечкото тело е 1,4-2%. Тој е дел од забите, коските, другите ткива и органи, учествува во процесот на згрутчување на крвта и ја стимулира срцевата активност. За да му обезбедите на телото доволно количество калциум, дефинитивно треба да консумирате млеко и млечни производи, зелен зеленчук и риба.Едноставната супстанција калциум е типичен сребрено-бел метал. Прилично е тврд, пластичен, има густина од 1,54 g/cm3 и точка на топење 842? В. Хемиски, калциумот е многу активен. Во нормални услови лесно влегува во интеракција со кислородот и влагата во воздухот, па затоа се чува во херметички затворени садови. Кога се загрева во воздух, калциумот се запали и формира оксид: 2Ca + O2 = 2CaO Калциумот реагира со хлорот и бромот кога се загрева, а со флуорот дури и на студ. Производите на овие реакции се соодветните халиди, на пример: Ca + Cl2 = CaCl2 Кога калциумот се загрева со сулфур, се формира калциум сулфид: Ca + S = CaS Калциумот може да реагира и со други неметали Интеракција со вода доведува до формирање на малку растворлив калциум хидроксид и ослободување на водороден гас :Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3. Калциум металот е широко користен. Се користи како розета во производството на челици и легури и како редукционо средство за производство на некои огноотпорни метали.

Калциумот се добива со електролиза на стопениот калциум хлорид. Така, калциумот првпат бил добиен во 1808 година од Хемфри Дејви.

worldofscience.ru

Калциумот (латински Calcium, симболизиран Ca) е елемент со атомски број 20 и атомска маса 40,078. Тоа е елемент од главната подгрупа на втората група, четвртиот период од периодниот систем на хемиски елементи на Дмитриј Иванович Менделеев. Во нормални услови, едноставната супстанција калциум е лесен (1,54 g/cm3) податлив, мек, хемиски активен земноалкален метал со сребрено-бела боја.

Во природата, калциумот е претставен како мешавина од шест изотопи: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), 43Ca (0,145%), 44Ca (2,06%), 46Ca (0,0033%) и 48Ca (0,185%). Главниот изотоп на дваесеттиот елемент - најчестиот - е 40Ca, неговото изотопско изобилство е околу 97%. Од шесте природни изотопи на калциум, пет се стабилни; шестиот изотоп 48Ca, најтешкиот од шесте и доста редок (неговото изотопско изобилство е само 0,185%), неодамна беше откриено дека претрпува двојно β-распаѓање со полуживот од 5,3∙1019 години. Изотопите добиени вештачки со масовни броеви 39, 41, 45, 47 и 49 се радиоактивни. Најчесто тие се користат како изотопски индикатор во проучувањето на процесите на метаболизмот на минералите во жив организам. 45Ca, добиен со зрачење на метален калциум или неговите соединенија со неутрони во реактор на ураниум, игра важна улога во проучувањето на метаболичките процеси што се случуваат во почвите и во проучувањето на процесите на апсорпција на калциум од растенијата. Благодарение на истиот изотоп, беше можно да се откријат извори на контаминација на различни видови челик и ултра-чисто железо со соединенија на калциум за време на процесот на топење.

Калциумските соединенија - мермер, гипс, варовник и вар (производ на печење на варовник) се познати уште од античко време и биле широко користени во градежништвото и медицината. Старите Египќани користеле соединенија на калциум во изградбата на нивните пирамиди, а жителите на големиот Рим измислиле бетон - користејќи мешавина од кршен камен, вар и песок. До самиот крај на 18 век, хемичарите биле убедени дека вар е едноставна цврстина. Дури во 1789 година Лавоазие предложил дека вар, алумина и некои други соединенија се сложени супстанции. Во 1808 година, металниот калциум бил добиен од Г. Дејви со електролиза.

Употребата на калциум метал е поврзана со неговата висока хемиска активност. Се користи за обновување од соединенија на одредени метали, на пример, ториум, ураниум, хром, циркониум, цезиум, рубидиум; за отстранување на кислород и сулфур од челик и некои други легури; за дехидрација на органски течности; за апсорпција на резидуални гасови во вакуум уреди. Покрај тоа, калциум металот служи како легирана компонента во некои легури. Соединенијата на калциум се користат многу пошироко - се користат во градежништвото, пиротехниката, производството на стакло, медицината и многу други области.

Калциумот е еден од најважните биогени елементи; тој е неопходен за повеќето живи организми за нормалниот тек на животните процеси. Возрасното тело содржи до еден и пол килограми калциум. Таа е присутна во сите ткива и течности на живите организми. Дваесеттиот елемент е неопходен за формирање на коскено ткиво, одржување на отчукувањата на срцето, згрутчување на крвта, одржување на нормална пропустливост на надворешните клеточни мембрани и формирање на голем број ензими. Списокот на функции што ги извршува калциумот во телата на растенијата и животните е многу долг. Доволно е да се каже дека само ретки организми можат да се развијат во средина без калциум, а другите организми се состојат од 38% од овој елемент (човечкото тело содржи само околу 2% калциум).

Биолошки својства

Калциумот е еден од биогените елементи, неговите соединенија се наоѓаат во скоро сите живи организми (малку организми можат да се развијат во средина без калциум), обезбедувајќи нормален тек на животните процеси. Дваесеттиот елемент е присутен во сите ткива и течности на животните и растенијата; најголемиот дел од него (во 'рбетните организми, вклучително и луѓето) е содржан во скелетот и забите во форма на фосфати (на пример, хидроксиапатит Ca5(PO4)3OH или 3Ca3 (PO4)2Ca (OH)2). Употребата на дваесеттиот елемент како градежен материјал за коските и забите се должи на фактот што јоните на калциум не се користат во клетката. Концентрацијата на калциум е контролирана од специјални хормони, нивното комбинирано дејство ја зачувува и одржува структурата на коските. Скелетите на повеќето групи без'рбетници (мекотели, корали, сунѓери и други) се изградени од различни форми на калциум карбонат CaCO3 (вар). Многу без'рбетници складираат калциум пред да се стопат за да изградат нов скелет или да обезбедат витални функции во неповолни услови. Животните добиваат калциум од храна и вода, а растенијата - од почвата и во однос на овој елемент се поделени на калцифили и калцефоби.

Јоните на овој важен микроелемент се вклучени во процесите на згрутчување на крвта, како и во обезбедувањето постојан осмотски притисок на крвта. Покрај тоа, калциумот е неопходен за формирање на голем број клеточни структури, одржување на нормална пропустливост на надворешните клеточни мембрани, за оплодување на јајца од риба и други животни и за активирање на голем број ензими (можеби оваа околност се должи на фактот дека калциумот ги заменува јоните на магнезиум). Калциумовите јони пренесуваат возбуда до мускулните влакна, предизвикувајќи негово контракција, ја зголемуваат силата на срцевите контракции, ја зголемуваат фагоцитната функција на леукоцитите, го активираат системот на заштитни крвни протеини, ја регулираат егзоцитозата, вклучително и лачењето на хормони и невротрансмитери. Калциумот влијае на пропустливоста на крвните садови - без овој елемент мастите, липидите и холестеролот би се наталожиле на ѕидовите на крвните садови. Калциумот го промовира ослободувањето на соли на тешки метали и радионуклиди од телото и врши антиоксидантни функции. Калциумот влијае на репродуктивниот систем, делува антистресно и има антиалергиско дејство.

Содржината на калциум во телото на возрасен човек (тежи 70 кг) е 1,7 кг (главно во меѓуклеточната супстанција на коскеното ткиво). Потребата за овој елемент зависи од возраста: за возрасни потребниот дневен внес е од 800 до 1.000 милиграми, за деца од 600 до 900 милиграми. За децата особено е важно да се консумира потребната доза за интензивен раст и развој на коските. Главниот извор на калциум во телото е млекото и млечните производи; остатокот од калциумот доаѓа од месото, рибата и некои растителни производи (особено мешунките). Апсорпцијата на катјоните на калциум се јавува во дебелото и тенкото црево; апсорпцијата е олеснета со кисела средина, витамини Ц и Д, лактоза (млечна киселина) и незаситени масни киселини. За возврат, аспиринот, оксалната киселина и дериватите на естроген значително ја намалуваат сварливоста на дваесеттиот елемент. Така, кога се комбинира со оксална киселина, калциумот произведува соединенија нерастворливи во вода кои се компоненти на камењата во бубрезите. Улогата на магнезиумот во метаболизмот на калциум е голема - со неговиот недостаток, калциумот се „измие“ од коските и се депонира во бубрезите (бубрежни камења) и мускулите. Генерално, телото има комплексен систем за складирање и ослободување на дваесеттиот елемент, поради што содржината на калциум во крвта е прецизно регулирана, а при правилна исхрана не се јавува недостаток или вишок. Долготрајната диета со калциум може да предизвика грчеви, болки во зглобовите, запек, замор, поспаност и ретардација на растот. Продолжениот недостаток на калциум во исхраната доведува до развој на остеопороза. Никотинот, кофеинот и алкохолот се некои од причините за недостаток на калциум во организмот, бидејќи придонесуваат за негово интензивно излачување во урината. Сепак, вишокот на дваесеттиот елемент (или витамин Д) доведува до негативни последици - се развива хиперкалцемија, чија последица е интензивна калцификација на коските и ткивата (главно влијае на уринарниот систем). Долготрајниот вишок на калциум го нарушува функционирањето на мускулите и нервните ткива, го зголемува згрутчувањето на крвта и ја намалува апсорпцијата на цинк од коскените клетки. Може да се јават остеоартритис, катаракта и проблеми со крвниот притисок. Од горенаведеното можеме да заклучиме дека клетките на растителните и животинските организми имаат потреба од строго дефинирани соодноси на јони на калциум.

Во фармакологијата и медицината, соединенијата на калциум се користат за производство на витамини, таблети, апчиња, инјекции, антибиотици, како и за производство на ампули и медицински прибор.

Излегува дека прилично честа причина за машка неплодност е недостатокот на калциум во телото! Факт е дека главата на спермата има формација во облик на стрела, која се состои целосно од калциум; со доволна количина на овој елемент, спермата може да ја надмине мембраната и да ја оплоди јајце клетката; ако има недоволна количина, неплодност се јавува.

Американските научници открија дека недостатокот на јони на калциум во крвта доведува до слабеење на меморијата и намалена интелигенција. На пример, од добро познатото американско списание Science News, стана познато за експерименти кои потврдија дека мачките развиваат условен рефлекс само ако нивните мозочни клетки содржат повеќе калциум отколку крв.

Соединението калциум цијанамид, високо ценет во земјоделството, се користи не само како азотно ѓубриво и извор на уреа - вредно ѓубриво и суровина за производство на синтетички смоли, туку и како супстанца со која беше можно да се механизира берба на полиња со памук. Факт е дека по третманот со ова соединение, растението памук веднаш ги фрла лисјата, што им овозможува на луѓето да го остават берењето памук на машините.

Кога се зборува за храна богата со калциум, секогаш се споменуваат млечни производи, но самото млеко содржи од 120 mg (кравјо) до 170 mg (овци) калциум на 100 g; урдата е уште посиромашна - само 80 mg на 100 грама. Од млечните производи, само сирењето содржи од 730 mg (Гауда) до 970 mg (Ементал) калциум на 100 g производ. Сепак, рекордер по содржината на дваесеттиот елемент е афионот - 100 грама афион содржи речиси 1.500 мг калциум!

Калциум хлоридот CaCl2, кој се користи, на пример, во единиците за ладење, е отпаден производ на многу хемиски технолошки процеси, особено на големо производство на сода. Сепак, и покрај широката употреба на калциум хлорид во различни области, неговата потрошувачка е значително помала од неговото производство. Поради оваа причина, на пример, во близина на фабриките за сода, се формираат цели езера од саламура со калциум хлорид. Ваквите езерца за складирање не се невообичаени.

За да се разбере колку соединенија на калциум се консумираат, вреди да се наведат само неколку примери. Во производството на челик, вар се користи за отстранување на фосфор, силициум, манган и сулфур; во процесот на конвертор на кислород, се трошат 75 килограми вар по тон челик! Друг пример доаѓа од сосема друга област - прехранбената индустрија. Во производството на шеќер, сирупот од суров шеќер се реагира со вар за да се таложи калциум сахароза. Значи, шеќерот од трска обично бара околу 3-5 кг вар по тон, а шеќерот од репка - сто пати повеќе, односно околу половина тон вар на тон шеќер!

„Цврстината“ на водата е голем број на својства што солите на калциум и магнезиум растворени во неа ги даваат вода. Вкочанетоста е поделена на привремена и трајна. Привремената или карбонатната цврстина е предизвикана од присуството на растворливи хидрокарбонати Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2 во вода. Многу е лесно да се ослободите од тврдоста на карбонат - кога водата се варат, бикарбонатите се претвораат во нерастворливи во вода калциум и магнезиум карбонати, кои таложат. Постојаната цврстина се создава од сулфати и хлориди од истите метали, но ослободувањето од него е многу потешко. Тврдата вода е опасна не толку затоа што го спречува создавањето на пена од сапуница и затоа полошо ги мие алиштата; она што е многу полошо е што формира слој од бигор во парните котли и системите за котли, а со тоа ја намалува нивната ефикасност и доведува до итни ситуации. Она што е интересно е дека знаеле како да ја одредат тврдоста на водата уште во антички Рим. Црвеното вино се користело како реагенс - неговите супстанции за боење формираат талог со јони на калциум и магнезиум.

Процесот на подготовка на калциум за складирање е многу интересен. Металот на калциум се чува долго време во форма на парчиња со тежина од 0,5 до 60 кг. Овие „инготи“ се пакуваат во хартиени кеси, а потоа се ставаат во контејнери од галванизирано железо со залемени и обоени шевови. Цврсто затворени контејнери се ставаат во дрвени кутии. Парчињата со тежина помала од половина килограм не можат да се чуваат долго време - кога се оксидираат, брзо се претвораат во оксид, хидроксид и калциум карбонат.

Приказна

Калциум метал е добиен релативно неодамна - во 1808 година, но човештвото е запознаено со соединенијата на овој метал многу долго време. Од античките времиња, луѓето користеле варовник, креда, мермер, алабастер, гипс и други соединенија што содржат калциум во градежништвото и медицината. Варовникот CaCO3 најверојатно бил првиот градежен материјал што го користеле луѓето. Се користел во изградбата на египетските пирамиди и Кинескиот ѕид. Многу храмови и цркви во Русија, како и повеќето згради на античка Москва, биле изградени со варовник - бел камен. Дури и во античко време, едно лице, со палење варовник, добивало жива вар (CaO), за што сведочат делата на Плиниј Постариот (1 век н.е.) и Диоскорид, лекар во римската војска, на кого му вовел калциум оксид во својата есеј „За лековите“ името „брза вар“, кое преживеало до ден-денес. И сето ова и покрај фактот што чистиот калциум оксид прв го опиша германскиот хемичар I. Потоа дури во 1746 година и во 1755 година, хемичарот Ј. Блек, проучувајќи го процесот на отпуштање, откри дека губењето на варовничката маса за време на отпуштањето се јавува поради за ослободување на гас на јаглерод диоксид:

CaCO3 ↔ CO2 + CaO

Египетските малтери кои се користеле во пирамидите во Гиза се базирале на делумно дехидриран гипс CaSO4 2H2O или, со други зборови, алабастер 2CaSO4∙H2O. Тоа е и основата на целиот малтер во гробницата на Тутанкамон. Египќаните користеле изгорен гипс (алабастер) како врзивно средство во изградбата на објекти за наводнување. Со согорување на природниот гипс на високи температури, египетските градители ја постигнале неговата делумна дехидрација, а не само водата, туку и сулфурниот анхидрид бил одвоен од молекулата. Последователно, кога се разреди со вода, се доби многу силна маса која не се плашеше од флуктуации на вода и температура.

Римјаните со право можат да се наречат пронаоѓачи на бетон, бидејќи во нивните згради користеле една од сортите на овој градежен материјал - мешавина од кршен камен, песок и вар. Има опис на Плиниј Постариот за изградбата на цистерни од таков бетон: „За изградба на цистерни земете пет дела чист чакал песок, два дела од најдобро гасена вар и фрагменти од силекс (тврда лава) со тежина не повеќе од фунтајте ја секоја, по мешањето, набијте ги долните и страничните површини со удари на железен чекан. Во влажната клима во Италија, бетонот беше најотпорниот материјал.

Излегува дека човештвото одамна е свесно за соединенијата на калциум, кои тие широко ги консумирале. Сепак, до крајот на 18 век, хемичарите сметале дека вар е едноставна цврста супстанца; дури на прагот на новиот век започнало проучувањето на природата на вар и другите соединенија на калциум. Така, Стал предложил дека варот е сложено тело кое се состои од земјени и водени принципи, а Блек ја утврдил разликата помеѓу каустичната вар и јаглеродната вар, која содржи „фиксен воздух“. Антоан Лоран Лавоазие ја класифицирал варовничката земја (CaO) како елемент, односно како едноставна супстанција, иако во 1789 година тој сугерирал дека вар, магнезија, барит, алуминиум и силициум диоксид се сложени супстанции, но тоа ќе биде можно да се докаже само со разградување на „тврдоглавата земја“ (калциум оксид). И првиот човек кој успеал беше Хемфри Дејви. По успешното разградување на оксидите на калиум и натриум со електролиза, хемичарот решил на ист начин да добие метали од алкална земја. Сепак, првите обиди биле неуспешни - Англичанецот се обидел да разложи вар со електролиза во воздух и под слој масло, а потоа ја калцинирал вар со метален калиум во цевка и извршил многу други експерименти, но безуспешно. Конечно, во уред со жива катода, тој добил амалгам со електролиза на вар, а од него метален калциум. Наскоро, овој метод на добивање метал беше подобрен од I. Berzelius и M. Pontin.

Новиот елемент го доби своето име од латинскиот збор „calx“ (во генитивниот случај calcis) - вар, мек камен. Калкс беше името дадено на креда, варовник, генерално камче, но најчесто малтер од варовник. Овој концепт го користеле и античките автори (Витрувиј, Плиниј Постариот, Диоскорид), опишувајќи го палењето на варовникот, гаснењето вар и подготвувањето малтери. Подоцна, во кругот на алхемичари, „калкс“ го означувал производот на отпуштање воопшто - особено металите. На пример, металните оксиди се нарекувале метални варови, а самиот процес на печење се нарекувал калцинирање. Во древната руска книжевност со рецепти се среќава зборот кал (нечистотија, глина), па во збирката на Троица-Сергиевска лавра (XV век) се вели: „најдете измет, од него го создаваат златото на садот“. Дури подоцна зборот измет, кој несомнено е поврзан со зборот „калкс“, стана синоним за зборот измет. Во руската литература од почетокот на 19 век, калциумот понекогаш се нарекуваше основа на варовната земја, варовник (Шчеглов, 1830), калцификација (Иовски), калциум, калциум (Хес).

Да се ​​биде во природа

Калциумот е еден од најчестите елементи на нашата планета - петти по квантитативна содржина во природата (од неметали, почест е само кислородот - 49,5% и силициумот - 25,3%) и трет меѓу металите (почест е само алуминиумот - 7,5% и железо - 5,08%). Кларк (просечната содржина во земјината кора) на калциум, според различни проценки, се движи од 2,96% по маса до 3,38%, дефинитивно можеме да кажеме дека оваа бројка е околу 3%. Надворешната обвивка на атомот на калциум има два валентни електрони, чија врска со јадрото е прилично слаба. Поради оваа причина, калциумот е високо хемиски реактивен и не се јавува во слободна форма во природата. Сепак, тој активно мигрира и се акумулира во различни геохемиски системи, формирајќи приближно 400 минерали: силикати, алумосиликати, карбонати, фосфати, сулфати, боросиликати, молибдати, хлориди и други, рангирани на четвртото место во овој индикатор. Кога се топат базалтните магми, калциумот се акумулира во топењето и се вклучува во составот на главните минерали кои формираат карпи, при чие фракционирање неговата содржина се намалува при диференцијација на магмата од базни во кисели карпи. Во најголем дел, калциумот лежи во долниот дел од земјината кора, акумулирајќи се во основните карпи (6,72%); има малку калциум во земјината обвивка (0,7%) и, веројатно, уште помалку во јадрото на земјата (во железните метеорити слични на јадрото, дваесеттиот елемент е само 0,02%).

Точно, кларкот на калциум во камените метеорити е 1,4% (редок калциум сулфид е пронајден), кај карпите со средна големина е 4,65%, а киселите карпи содржат 1,58% калциум по маса. Главниот дел од калциумот е содржан во силикати и алумосиликати на различни карпи (гранити, гнајсеви и др.), особено во фелдспат - анортит Ca, како и диопсид CaMg, воластонит Ca3. Во форма на седиментни карпи, соединенијата на калциум се претставени со креда и варовници, кои се состојат главно од минералот калцит (CaCO3).

Калциум карбонат CaCO3 е едно од најзастапените соединенија на Земјата - минералите на калциум карбонат покриваат приближно 40 милиони квадратни километри од површината на земјата. Во многу делови од површината на Земјата има значителни седиментни наслаги на калциум карбонат, кои се формирале од остатоците на древните морски организми - креда, мермер, варовник, карпи од школка - сето тоа е CaCO3 со мали нечистотии, а калцитот е чист CaCO3. Најважен од овие минерали е варовникот, поточно варовниците - бидејќи секое наоѓалиште се разликува по густина, состав и количина на нечистотии. На пример, лушпата е варовник од органско потекло, а калциум карбонат, кој има помалку нечистотии, формира проѕирни кристали од варовник или исландски спар. Кредата е уште еден вообичаен тип на калциум карбонат, но мермерот, кристална форма на калцит, е многу поретко во природата. Општо е прифатено дека мермерот бил формиран од варовник во античките геолошки епохи. Како што се движеше земјината кора, поединечните наслаги на варовник станаа закопани под слоевите други карпи. Под влијание на високиот притисок и температура дошло до процес на рекристализација, при што варовникот се претворил во погуста кристална карпа - мермер. Бизарни сталактити и сталагмити се минералот арагонит, кој е друг вид на калциум карбонат. Орторомбичниот арагонит се формира во топлите мориња - огромни слоеви на калциум карбонат во форма на арагонит се формираат на Бахамите, Флорида Кис и сливот на Црвеното Море. Исто така доста распространети се и калциумовите минерали како што се флуорит CaF2, доломит MgCO3 CaCO3, анхидрит CaSO4, фосфорит Ca5(PO4)3(OH,CO3) (со различни нечистотии) и апатити Ca5(PO4)3(F,Cl,OH) - форми од калциум фосфат, алабастер CaSO4 0,5H2O и гипс CaSO4 2H2O (форми на калциум сулфат) и др. Минералите што содржат калциум содржат изоморфно заменливи нечистотии (на пример, натриум, стронциум, ретка земја, радиоактивни и други елементи).

Големо количество од дваесеттиот елемент се наоѓа во природните води поради постоењето на глобална „карбонатна рамнотежа“ помеѓу слабо растворливиот CaCO3, високо растворливиот Ca(HCO3)2 и CO2 пронајден во водата и воздухот:

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

Оваа реакција е реверзибилна и е основа за прераспределба на дваесеттиот елемент - со висока содржина на јаглерод диоксид во водите, калциумот е во раствор, а со мала содржина на CO2, минералот калцит CaCO3 таложи, формирајќи дебели наслаги од варовник, креда. и мермер.

Значителна количина на калциум е дел од живите организми, на пример, хидроксиапатит Ca5(PO4)3OH, или, во друг запис, 3Ca3(PO4)2 Ca(OH)2 - основата на коскеното ткиво на 'рбетниците, вклучително и луѓето. Калциум карбонат CaCO3 е главната компонента на лушпите и лушпите на многу безрбетници, лушпи од јајца, корали, па дури и бисери.

Апликација

Калциум метал се користи доста ретко. Во основа, овој метал (како и неговиот хидрид) се користи во металотермичкото производство на метали кои тешко се намалуваат - ураниум, титаниум, ториум, циркониум, цезиум, рубидиум и голем број на ретки метали од нивните соединенија (оксиди или халиди ). Калциумот се користи како средство за намалување во производството на никел, бакар и нерѓосувачки челик. Дваесеттиот елемент се користи и за деоксидација на челици, бронзи и други легури, за отстранување на сулфур од нафтени продукти, за дехидрација на органски растворувачи, за прочистување на аргонот од азотни нечистотии и како апсорбер на гас во електрични вакуумски уреди. Калциумскиот метал се користи во производството на антифрикциони легури на системот Pb-Na-Ca (се користи во лежиштата), како и легура на Pb-Ca што се користи за производство на обвивки за електрични кабли. Легурата на силикокалциум (Ca-Si-Ca) се користи како деоксидирачки агенс и средство за дегасирање во производството на квалитетни челици. Калциумот се користи и како елемент за легирање за легури на алуминиум и како модифицирачки додаток за легури на магнезиум. На пример, воведувањето на калциум ја зголемува јачината на алуминиумските лежишта. Чистиот калциум се користи и за легирање на олово, кое се користи за производство на батериски плочи и батерии со оловни киселини кои не бараат одржување со мало самопразнење. Исто така, металниот калциум се користи за производство на висококвалитетни калциумови бабити BKA. Со помош на калциум се регулира содржината на јаглерод во леано железо и се отстранува бизмутот од оловото, а челикот се прочистува од кислород, сулфур и фосфор. Калциумот, како и неговите легури со алуминиум и магнезиум, се користат во топлинските електрични резервни батерии како анода (на пример, калциум хроматски елемент).

Сепак, соединенијата од дваесеттиот елемент се користат многу пошироко. И пред сè, зборуваме за природни соединенија на калциум. Едно од најчестите соединенија на калциум на Земјата е CaCO3 карбонатот. Чистиот калциум карбонат е минералот калцит, а варовникот, кредата, мермерот и лушпата се CaCO3 со мали нечистотии. Мешаниот калциум и магнезиум карбонат се нарекува доломит. Варовникот и доломитот се користат главно како градежен материјал, површини на патишта или обезкиселувачи на почвата. Калциум карбонат CaCO3 е неопходен за производство на калциум оксид (брз вар) CaO и калциум хидроксид (гасена вар) Ca(OH)2. За возврат, CaO и Ca(OH)2 се главните супстанции во многу области на хемиската, металуршката и машинската индустрија - калциум оксид, и во слободна форма и како дел од керамички мешавини, се користи во производството на огноотпорни материјали; Колосалните количини на калциум хидроксид и се потребни на индустријата за пулпа и хартија. Дополнително, Ca(OH)2 се користи во производството на белило (добро средство за белење и дезинфекција), сол Бертоле, сода и некои пестициди за контрола на растителните штетници. Во производството на челик се троши огромна количина вар - за отстранување на сулфур, фосфор, силициум и манган. Друга улога на вар во металургијата е производството на магнезиум. Вар исто така се користи како лубрикант за влечење на челична жица и неутрализирање на отпадни течности за кисење кои содржат сулфурна киселина. Покрај тоа, варот е најчестиот хемиски реагенс за третман на вода за пиење и индустриска вода (заедно со стипса или железни соли, ги коагулира суспензиите и го отстранува талогот, а исто така ја омекнува водата со отстранување на привремената - бикарбона - тврдост). Во секојдневниот живот и медицината, преципитираниот калциум карбонат се користи како киселински неутрализирач, благ абразив во пастите за заби, извор на дополнителен калциум во диетите, компонента на гума за џвакање и филер во козметиката. CaCO3 се користи и како полнење во гуми, латекси, бои и емајли, како и во пластика (околу 10% по маса) за да се подобри нивната отпорност на топлина, вкочанетост, цврстина и обработливост.

Калциум флуоридот CaF2 е од особено значење, бидејќи во форма на минерал (флуорит) е единствениот индустриски важен извор на флуор! Калциум флуорид (флуорит) се користи во форма на единечни кристали во оптика (астрономски цели, леќи, призми) и како ласерски материјал. Факт е дека чашите направени само од калциум флуорид се пропустливи за целиот опсег на спектарот. Калциум волфрам (шеелит) во форма на единечни кристали се користи во ласерската технологија, а исто така и како сцинтилатор. Не помалку важен е калциум хлоридот CaCl2 - компонента на саламура за ладилни единици и за полнење гуми на трактори и други возила. Со помош на калциум хлорид, патиштата и тротоарите се чистат од снег и мраз; ова соединение се користи за заштита на јагленот и рудата од смрзнување за време на транспортот и складирањето; дрвото е импрегнирано со неговиот раствор за да го направи огноотпорен. CaCl2 се користи во бетонски мешавини за да се забрза почетокот на стврднувањето и да се зголеми почетната и крајната цврстина на бетонот.

Вештачки произведениот калциум карбид CaC2 (со калцинирање на калциум оксид со кокс во електрични печки) се користи за производство на ацетилен и за намалување на металите, како и за производство на калциум цијанамид, кој, пак, ослободува амонијак под дејство на водена пареа. Покрај тоа, калциум цијанамид се користи за производство на уреа - вредно ѓубриво и суровина за производство на синтетички смоли. Со загревање на калциум во водородна атмосфера се добива CaH2 (калциум хидрид), кој се користи во металургијата (металотермија) и во производството на водород на терен (од 1 килограм калциум хидрид може да се добие повеќе од кубен метар водород ), што се користи за полнење балони, на пример. Во лабораториската пракса, калциум хидрид се користи како средство за намалување на енергијата. Инсектицидот калциум арсенат, кој се добива со неутрализирање на арсенската киселина со вар, широко се користи за борба против памучниот молец, молецот, тутунскиот црв и бубачката од Колорадо. Важни фунгициди се вар сулфат спрејови и Бордо мешавини, кои се направени од бакар сулфат и калциум хидроксид.

Производство

Првиот човек кој добил калциум метал бил англискиот хемичар Хемфри Дејви. Во 1808 година, тој електролизирал мешавина од влажна гасена вар Ca(OH)2 со жива оксид HgO на платина плоча која служела како анода (платинска жица потопена во жива делувала како катода), како резултат на што Дејви добил калциум амалгам со отстранување на жива од него, хемичарот добил нов метал, кој го нарекол калциум.

Во современата индустрија, слободниот метален калциум се добива со електролиза на топење на калциум хлорид CaCl2, чиј удел е 75-85%, и калиум хлорид KCl ​​(можно е да се користи мешавина од CaCl2 и CaF2) или со алуминотермичка редукција. на калциум оксид CaO на температура од 1.170-1.200 °C. Чистиот безводен калциум хлорид потребен за електролиза се добива со хлорирање на калциум оксид кога се загрева во присуство на јаглен или со дехидрација на CaCl2∙6H2O добиен со дејство на хлороводородна киселина на варовник. Електролитскиот процес се одвива во бања за електролиза, во која се ставаат суви калциум хлорид сол, без нечистотии и калиум хлорид, неопходни за намалување на точката на топење на смесата. Графитните блокови се поставени над бањата - анодата, бања од леано железо или челик исполнета со легура на бакар-калциум, делува како катода. За време на процесот на електролиза, калциумот преминува во легурата бакар-калциум, значително збогатувајќи ја; дел од збогатената легура постојано се отстранува; наместо тоа, се додава легура осиромашена со калциум (30-35% Ca), во исто време се формира хлор. мешавина на хлор-воздух (анодни гасови), која последователно оди на хлорирање на варово млеко. Збогатената легура на бакар-калциум може да се користи директно како легура или да се испрати за прочистување (дестилација), каде од него се добива метален калциум со нуклеарна чистота со дестилација во вакуум (на температура од 1.000-1.080 ° C и резидуален притисок од 13-20 kPa). За да се добие калциум со висока чистота, тој се дестилира двапати. Процесот на електролиза се изведува на температура од 680-720 °C. Факт е дека ова е најоптималната температура за електролитски процес - на пониска температура, легурата збогатена со калциум плови на површината на електролитот, а на повисока температура, калциумот се раствора во електролитот со формирање на CaCl. При електролиза со течни катоди од легури на калциум и олово или калциум и цинк, легури на калциум со олово (за лежишта) и со цинк (за производство на пена бетон - кога легурата реагира со влага, водородот се ослободува и се создава порозна структура ) директно се добиваат. Понекогаш процесот се изведува со изладена железна катода, која доаѓа само во контакт со површината на стопениот електролит. Како што се ослободува калциумот, катодата постепено се подига и од топењето се извлекува прачка (50-60 cm) калциум, заштитена од атмосферскиот кислород со слој зацврстен електролит. „Методот на допир“ произведува калциум силно контаминиран со калциум хлорид, железо, алуминиум и натриум; прочистувањето се врши со топење во атмосфера на аргон.

Друг метод за производство на калциум - металотермичен - беше теоретски оправдан уште во 1865 година од познатиот руски хемичар Н.Н.Бекетов. Алуминотермичкиот метод се заснова на реакцијата:

6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca

Брикетите се пресуваат од мешавина на калциум оксид и алуминиум во прав, се ставаат во реторти од хром-никел челик и добиениот калциум се дестилира на 1.170-1.200 °C и резидуален притисок од 0,7-2,6 Pa. Калциумот се добива во форма на пареа, која потоа се кондензира на ладна површина. Алуминотермичкиот метод за производство на калциум се користи во Кина, Франција и низа други земји. САД беа првите што го користеа металотермичкиот метод за производство на калциум во индустриско ниво за време на Втората светска војна. На ист начин, калциумот може да се добие со намалување на CaO со феросилициум или силикоалуминиум. Калциумот се произведува во форма на инготи или листови со чистота од 98-99%.

Добрите и лошите страни постојат и во двата методи. Електролитскиот метод е мултиоперативен, енергетски интензивен (40-50 kWh енергија се троши на 1 kg калциум), а исто така не е еколошки, затоа што бара голема количина на реагенси и материјали. Сепак, приносот на калциум со овој метод е 70-80%, додека кај алуминиотермичкиот метод приносот е само 50-60%. Дополнително, со металотермичкиот метод за добивање калциум, недостаток е тоа што е неопходно да се изврши повторна дестилација, а предноста е малата потрошувачка на енергија и отсуството на штетни емисии на гас и течност.

Неодамна, беше развиен нов метод за производство на калциум метал - тој се заснова на термичка дисоцијација на калциум карбид: карбидот загреан во вакуум до 1.750 °C се распаѓа за да формира калциумска пареа и цврст графит.

До средината на 20 век, калциум метал се произведуваше во многу мали количини, бидејќи речиси и да не најде примена. На пример, во Соединетите Американски Држави за време на Втората светска војна, не се потрошиле повеќе од 25 тони калциум, а во Германија само 5-10 тони. Дури во втората половина на 20 век, кога стана јасно дека калциумот е активно редуцирачко средство за многу ретки и огноотпорни метали, брзо се зголеми потрошувачката (околу 100 тони годишно) и, како последица на тоа, производството на овој метал. започна. Со развојот на нуклеарната индустрија, каде што калциумот се користи како компонента на металотермичката редукција на ураниумот од ураниум тетрафлуорид (освен во САД, каде што се користи магнезиум наместо калциум), побарувачката (околу 2.000 тони годишно) за елементот број дваесет, како и неговото производство, се зголемија повеќекратно. Во моментов, Кина, Русија, Канада и Франција може да се сметаат за главни производители на калциум метал. Од овие земји, калциумот се испраќа во САД, Мексико, Австралија, Швајцарија, Јапонија, Германија и Велика Британија. Цените на калциум металот постојано растеа се додека Кина не почна да го произведува металот во такви количини што имаше вишок на дваесеттиот елемент на светскиот пазар, што предизвика драстично пад на цената.

Физички својства

Што е калциум метал? Какви својства има овој елемент, добиен во 1808 година од англискиот хемичар Хемфри Дејви, метал чија маса во телото на возрасен човек може да биде и до 2 килограми?

Едноставната супстанција калциум е сребрено-бел лесен метал. Густината на калциумот е само 1,54 g/cm3 (на температура од 20 °C), што е значително помала од густината на железо (7,87 g/cm3), олово (11,34 g/cm3), злато (19,3 g/cm3). ) или платина (21,5 g/cm3). Калциумот е уште полесен од таквите „бестежински“ метали како алуминиум (2,70 g/cm3) или магнезиум (1,74 g/cm3). Неколку метали можат да се „пофалат“ со густина помала од онаа на дваесеттиот елемент - натриум (0,97 g/cm3), калиум (0,86 g/cm3), литиум (0,53 g/cm3). Густината на калциумот е многу слична на рубидиумот (1,53 g/cm3). Точката на топење на калциумот е 851 °C, точката на вриење е 1.480 °C. Другите земноалкални метали имаат слични точки на топење (иако малку пониски) и точки на вриење - стронциум (770 °C и 1.380 °C) и бариум (710 °C и 1.640 °C).

Металниот калциум постои во две алотропни модификации: при нормални температури до 443 ° C, α-калциумот е стабилен со кубна решетка во центарот на лицето како бакар, со параметри: a = 0,558 nm, z = 4, просторна група Fm3m, атомски радиус 1,97 А, јонски радиус на Ca2+ 1,04 А; во температурниот опсег 443-842 °C, β-калциумот со кубна решетка во центарот на телото од типот α-железо е стабилен, со параметри a = 0,448 nm, z = 2, просторна група Im3m. Стандардната енталпија на транзиција од α-модификација во β-модификација е 0,93 kJ/mol. Температурниот коефициент на линеарно проширување за калциум во температурниот опсег 0-300 °C е 22 10-6. Топлинската спроводливост на дваесеттиот елемент на 20 °C е 125,6 W/(m K) или 0,3 cal/(cm sec °C). Специфичниот топлински капацитет на калциумот во опсег од 0 до 100 ° C е 623,9 J/(kg K) или 0,149 cal/(g °C). Електричната отпорност на калциумот на температура од 20 ° C е 4,6 10-8 ом m или 4,6 10-6 ом cm; температурниот коефициент на електричен отпор на елементот број дваесет е 4,57 10-3 (на 20 °C). Калциумски модул на еластичност 26 H/m2 или 2600 kgf/mm2; цврстина на истегнување 60 MN/m2 (6 kgf/mm2); границата на еластичноста за калциум е 4 MN/m2 или 0,4 kgf/mm2, јачината на отпуштање е 38 MN/m2 (3,8 kgf/mm2); релативно издолжување на дваесеттиот елемент 50%; Тврдоста на калциумот според Бринел е 200-300 MN/m2 или 20-30 kgf/mm2. Со постепено зголемување на притисокот, калциумот почнува да ги покажува својствата на полупроводникот, но не станува таков во целосна смисла на зборот (во исто време, тој повеќе не е метал). Со дополнително зголемување на притисокот, калциумот се враќа во метална состојба и почнува да покажува суперспроводливи својства (температурата на суперспроводливост е шест пати повисока од онаа на живата и далеку ги надминува сите други елементи во спроводливоста). Уникатното однесување на калциумот на многу начини е слично на стронциумот (односно, паралелите во периодниот систем остануваат).

Механичките својства на елементарниот калциум не се разликуваат од својствата на другите членови на семејството на метали, кои се одлични структурни материјали: калциумовиот метал со висока чистота е еластичен, лесно се притиска и валани, се вовлекува во жица, се кова и е подложен на сечење - може да се вклучи на струг. Сепак, и покрај сите овие одлични квалитети на градежен материјал, калциумот не е еден - причината за тоа е неговата висока хемиска активност. Точно, не треба да заборавиме дека калциумот е незаменлив структурен материјал на коскеното ткиво, а неговите минерали се градежен материјал многу милениуми.

Хемиски својства

Конфигурацијата на надворешната електронска обвивка на атомот на калциум е 4s2, што ја одредува валентноста 2 на дваесеттиот елемент во соединенијата. Два електрони од надворешниот слој релативно лесно се одвојуваат од атомите, кои се претвораат во позитивни двојно наелектризирани јони. Поради оваа причина, во однос на хемиската активност, калциумот е само малку инфериорен во однос на алкалните метали (калиум, натриум, литиум). Како и вториот, калциумот, дури и на обична собна температура, лесно влегува во интеракција со кислород, јаглерод диоксид и влажен воздух, покривајќи се со досадна сива фолија од мешавина од CaO оксид и Ca(OH)2 хидроксид. Затоа, калциумот се складира во херметички затворен сад под слој од минерално масло, течен парафин или керозин. Кога се загрева во кислород и воздух, калциумот се запали, гори со светло црвен пламен, формирајќи го основниот оксид CaO, кој е бела, високо огноотпорна супстанција со точка на топење од приближно 2.600 °C. Калциум оксидот е исто така познат во инженерството како жива вар или изгорена вар. Добиени се и калциум пероксиди - CaO2 и CaO4. Калциумот реагира со вода за ослободување на водород (во низа стандардни потенцијали, калциумот се наоѓа лево од водородот и е способен да го помести од водата) и формирање на калциум хидроксид Ca(OH)2, а во ладна вода реакцијата стапката постепено се намалува (поради формирање на слабо растворлив слој на металната површина калциум хидроксид):

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q

Калциумот реагира поенергично со топла вода, брзо го поместува водородот и формира Ca(OH)2. Калциум хидроксид Ca(OH)2 е силна база, малку растворлива во вода. Заситениот раствор на калциум хидроксид се нарекува варова вода и е алкален. Во воздухот, варовната вода брзо станува заматена поради апсорпцијата на јаглерод диоксид и формирањето на нерастворлив калциум карбонат. И покрај ваквите насилни процеси што се случуваат за време на интеракцијата на дваесеттиот елемент со вода, сепак, за разлика од алкалните метали, реакцијата помеѓу калциумот и водата се одвива помалку енергично - без експлозии или пожари. Општо земено, хемиската активност на калциумот е помала од онаа на другите земноалкални метали.

Калциумот активно се комбинира со халогени, формирајќи соединенија од типот CaX2 - реагира со флуор на студ, а со хлор и бром на температури над 400 ° C, давајќи CaF2, CaCl2 и CaBr2, соодветно. Овие халиди во стопена состојба се формираат со калциум монохалиди од типот CaX - CaF, CaCl, во кои калциумот е формално едновалентен. Овие соединенија се стабилни само над температурите на топење на дихалидите (тие се диспропорционални при ладењето за да формираат Ca и CaX2). Покрај тоа, калциумот активно комуницира, особено кога се загрева, со разни неметали: со сулфур, кога се загрева, се добива калциум сулфид CaS, вториот додава сулфур, формирајќи полисулфиди (CaS2, CaS4 и други); во интеракција со сув водород на температура од 300-400 °C, калциумот го формира хидридот CaH2 - јонско соединение во кое водородот е анјон. Калциум хидрид CaH2 е супстанца слична на бела сол која бурно реагира со вода и ослободува водород:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Кога се загрева (околу 500 ° C) во азотна атмосфера, калциумот се запали и формира нитрид Ca3N2, познат во две кристални форми - висока температура α и ниска температура β. Нитрид Ca3N4 се добива и со загревање на калциум амид Ca(NH2)2 во вакуум. Кога се загрева без пристап до воздух со графит (јаглерод), силициум или фосфор, калциумот дава, соодветно, калциум карбид CaC2, силициди Ca2Si, Ca3Si4, CaSi, CaSi2 и фосфиди Ca3P2, CaP и CaP3. Повеќето соединенија на калциум со неметали лесно се разложуваат со вода:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

Со бор, калциумот формира калциум борид CaB6, со халкогени - халкогениди CaS, CaSe, CaTe. Познати се и полихалкогенидите CaS4, CaS5, Ca2Te3. Калциумот формира меѓуметални соединенија со различни метали - алуминиум, злато, сребро, бакар, олово и други. Како енергетски редуцирачки агенс, калциумот ги поместува речиси сите метали од нивните оксиди, сулфиди и халиди кога се загрева. Калциумот добро се раствора во течен амонијак NH3 за да формира син раствор, при чие испарување се ослободува амонијак [Ca(NH3)6] - златно обоено цврсто соединение со метална спроводливост. Калциумовите соли обично се добиваат со интеракција на киселински оксиди со калциум оксид, дејство на киселините на Ca(OH)2 или CaCO3 и реакции на размена во водени раствори на електролити. Многу калциумови соли се многу растворливи во вода (CaCl2 хлорид, CaBr2 бромид, CaI2 јодид и Ca(NO3)2 нитрат), тие речиси секогаш формираат кристални хидрати. Нерастворливи во вода се флуорид CaF2, карбонат CaCO3, сулфат CaSO4, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат CaC2O4 и некои други.

Историја на калциум

Калциумот бил откриен во 1808 година од Хемфри Дејви, кој со електролиза на гасена вар и живин оксид, добил калциум амалгам, како резултат на процесот на дестилирање на живата од која останал металот, т.н. калциум.На латински варЗвучи како калкс, токму ова име го избрал англискиот хемичар за откриената супстанција.

Калциумот е елемент од главната подгрупа II од групата IV од периодниот систем на хемиски елементи D.I. Менделеев, има атомски број 20 и атомска маса 40,08. Прифатената ознака е Ca (од латинскиот - Calcium).

Физички и хемиски својства

Калциумот е реактивен мек алкален метал со сребрено-бела боја. Поради интеракција со кислород и јаглерод диоксид, површината на металот станува досадна, па калциумот бара посебен режим на складирање - цврсто затворен сад, во кој металот се полни со слој од течен парафин или керозин.

Калциумот е најпознатиот од микроелементите неопходни за човекот; дневните потреби за него се движат од 700 до 1500 mg за здрава возрасна личност, но се зголемува за време на бременост и доење; тоа мора да се земе предвид и калциумот мора да се добие во форма на препарати.

Да се ​​биде во природа

Калциумот има многу висока хемиска активност, затоа не се наоѓа во природата во неговата слободна (чиста) форма. Сепак, тој е петти најзастапен во земјината кора; се наоѓа во форма на соединенија во седиментни (варовник, креда) и карпи (гранит); фелдспат аноритот содржи многу калциум.

Прилично е распространет кај живите организми, неговото присуство е пронајдено кај растенијата, животните и луѓето, каде што е присутен главно во забите и коскеното ткиво.

Апсорпција на калциум

Пречка за нормална апсорпција на калциумот од храната е консумирањето на јаглехидрати во вид на слатки и алкалии, кои ја неутрализираат хлороводородната киселина на желудникот, која е неопходна за растворање на калциумот. Процесот на апсорпција на калциум е доста сложен, па понекогаш не е доволно да се добие само со храна, потребно е дополнително внесување на микроелементот.

Интеракција со другите

За да се подобри апсорпцијата на калциум во цревата, неопходно е, што има тенденција да го олесни процесот на апсорпција на калциум. При земање на калциум (во форма на суплементи) додека јадете, апсорпцијата е блокирана, но земањето додатоци на калциум одделно од храната не влијае на овој процес на кој било начин.

Речиси целиот калциум во телото (од 1 до 1,5 кг) се наоѓа во коските и забите. Калциумот е вклучен во процесите на ексцитабилност на нервното ткиво, мускулната контрактилност, процесите на згрутчување на крвта, е дел од јадрото и мембраните на клетките, клеточните и ткивните течности, има антиалергиско и антиинфламаторно дејство, спречува ацидоза и активира број на ензими и хормони. Калциумот е вклучен и во регулирањето на пропустливоста на клеточната мембрана и има спротивен ефект.

Знаци на недостаток на калциум

Знаци на недостаток на калциум во телото се следните, на прв поглед, неповрзани симптоми:

• нервоза, влошување на расположението;
• кардиопалмус;
• конвулзии, вкочанетост на екстремитетите;
• забавување на растот и децата;
• висок крвен притисок;
• расцепување и кршливост на ноктите;
• болки во зглобовите, намалување на „прагот на болка“;
• тешка менструација.

Причини за недостаток на калциум

Причините за недостаток на калциум вклучуваат неурамнотежена исхрана (особено постот), ниска содржина на калциум во храната, пушење и зависност од кафе и пијалоци што содржат кофеин, дисбактериоза, бубрежна болест, болест на тироидната жлезда, бременост, лактација и менопауза.

Вишокот на калциум, кој може да се појави со прекумерно консумирање млечни производи или неконтролирана употреба на лекови, се карактеризира со екстремна жед, гадење, повраќање, губење на апетит, слабост и зголемено мокрење.

Употреба на калциум во животот

Калциумот најде примена во металотермичкото производство на ураниум, во форма на природни соединенија се користи како суровина за производство на гипс и цемент, како средство за дезинфекција (добро познато избелувач).

Иако калциумот е многу распространет на земјината топка, тој не се јавува во слободна состојба во природата.

Пред да научиме како можете да добиете чист калциум, ајде да ги запознаеме природните соединенија на калциум.

Калциумот е метал. Во периодниот систем на Менделеев, калциумот (Калциум), Ca има атомски број 20 исместени во II група. Ова е хемиски активен елемент; лесно комуницира со кислородот. Има сребрено-бела боја.

Природни соединенија на калциум

Скоро насекаде наоѓаме соединенија на калциум.

Калциум карбонат,или калциум карбонат – тоа е најчестото соединение на калциум. Неговата хемиска формула е CaCO 3. Мермер, креда, варовник, школка - сите овие супстанции содржат калциум карбонат со мала количина на нечистотии. Во калцитот воопшто нема нечистотии, чија формула е исто така CaCO 3.

Калциум сулфатисто така наречен калциум сулфат. Хемиската формула на калциум сулфат е CaSO 4. Минералниот гипс познат ни е кристалниот хидрат CaSO 4 2H 2 O.

Калциум фосфат,калциумова сол на ортофосфорна киселина. Ова е материјалот од кој се градат коските на луѓето и животните. Овој минерал се нарекува трикалциум фосфат Ca 3 (PO 4) 2.

Калциум хлоридCaCl 2, или калциум хлорид, се јавува во природата во форма на кристален хидрат CaCl 2 6H 2 O. Кога се загрева, ова соединение ги губи молекулите на водата.

Калциум флуорид CaF 2, или калциум флуорид, може да се најде природно во минералот флуорит. А чистиот кристален калциум дифлуорид се нарекува флуорспар.

Но, природните соединенија на калциум не секогаш ги имаат својствата што им се потребни на луѓето. Затоа, човекот научил вештачки да ги трансформира таквите соединенија во други супстанции. Некои од овие вештачки соединенија ни се уште попознати од природните. Пример се гасениот Ca(OH) 2 и живиот вар CaO, кои луѓето ги користат многу долго време. Многу градежни материјали како цемент, калциум карбид, белило исто така содржат вештачки соединенија на калциум.

Што е електролиза

Веројатно скоро сите сме слушнале за феноменот наречен електролиза. Ќе се обидеме да дадеме наједноставен опис на овој процес.

Ако поминете електрична струја низ водени раствори на соли, како резултат на хемиски трансформации се формираат нови хемиски супстанции. Процесите што се случуваат во растворот кога низ него ќе помине електрична струја се нарекуваат електролиза. Сите овие процеси ги проучува науката наречена електрохемија. Се разбира, процесот на електролиза може да се одвива само во медиум што спроведува струја. Водени раствори на киселини, бази и соли се таков медиум. Тие се нарекуваат електролити.

Електродите се потопуваат во електролитот. Негативно наелектризираната електрода се нарекува катода. Позитивно наелектризираната електрода се нарекува анода. Кога електрична струја поминува низ електролит, се јавува електролиза. Како резултат на електролизата, состојките на растворените супстанции се депонираат на електродите. На катодата тие се позитивно наелектризирани, на анодата се негативни. Но, секундарните реакции може да се појават на самите електроди, што резултира со формирање на секундарна супстанција.

Гледаме дека со помош на електролиза се формираат хемиски производи без употреба на хемиски реагенси.

Како добивате калциум?

Во индустријата, калциумот може да се добие со електролиза на стопениот калциум хлорид CaCl 2.

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Во овој процес, бања направена од графит служи како анода. Бањата се става во електрична печка. Железна прачка која се движи по ширината на бањата, а исто така има способност да се крева и паѓа, е катодата. Електролитот е стопен калциум хлорид, кој се истура во бањата. Катодата се спушта во електролитот. Така започнува процесот на електролиза. Растопен калциум се формира под катодата. Кога катодата се крева, калциумот се зацврстува таму каде што ја допира катодата. Така постепено, во процесот на подигање на катодата, калциумот се акумулира во форма на прачка. Потоа, шипката од калциум е исфрлена од катодата.

Чистиот калциум првпат бил добиен со електролиза во 1808 година.

Калциумот се добива и од оксиди со користење на алуминиотермичка редукција .

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

Во овој случај, калциумот се добива во форма на пареа. Оваа пареа потоа се кондензира.

Калциумот има висока хемиска активност. Затоа е широко користен во индустријата за обновување на огноотпорни метали од оксиди, како и во производството на челик и леано железо.