Waar wordt calcium gebruikt? Calcium in de natuur (3,4% in de aardkorst)

Calciumverbindingen- kalksteen, marmer, gips (evenals kalk - een product van kalksteen) werden al in de oudheid in de bouw gebruikt. Tot het einde van de 18e eeuw beschouwden scheikundigen kalk als een eenvoudige vaste stof. In 1789 suggereerde A. Lavoisier dat kalk, magnesiumoxide, bariet, aluminiumoxide en silica complexe stoffen zijn. In 1808 bereidde Davy, door een mengsel van nat gebluste kalk en kwikoxide te onderwerpen aan elektrolyse met een kwikkathode, calciumamalgaam, en door er kwik uit te destilleren, verkreeg hij een metaal genaamd “calcium” (uit het Latijn. Calx, geslacht. geval calcis - kalk).

Het plaatsen van elektronen in orbitalen.

+20Sa… |3s 3p 3d | 4s

Calcium wordt een aardalkalimetaal genoemd en is geclassificeerd als een S-element. Op het buitenste elektronische niveau heeft calcium twee elektronen, dus het geeft verbindingen: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3, enz. Calcium is een typisch metaal: het heeft een hoge affiniteit voor zuurstof, reduceert bijna alle metalen uit hun oxiden en vormt een vrij sterke base Ca(OH)2.

Kristalroosters van metalen kunnen van verschillende typen zijn, maar calcium wordt gekenmerkt door een kubisch rooster met het gezicht in het midden.

De afmetingen, vormen en relatieve posities van kristallen in metalen worden uitgezonden met behulp van metallografische methoden. De meest volledige beoordeling van de structuur van het metaal in dit opzicht wordt verkregen door microscopische analyse van het dunne gedeelte ervan. Er wordt een monster uit het te testen metaal gesneden en het oppervlak ervan wordt geslepen, gepolijst en geëtst met een speciale oplossing (etsmiddel). Als resultaat van het etsen wordt de structuur van het monster benadrukt, dat wordt onderzocht of gefotografeerd met behulp van een metallografische microscoop.

Calcium is een licht metaal (d = 1,55), zilverwit van kleur. Het is harder en smelt bij een hogere temperatuur (851 ° C) vergeleken met natrium, dat zich ernaast bevindt in het periodiek systeem. Dit wordt verklaard door het feit dat er twee elektronen per calciumion in het metaal zitten. Daarom is de chemische binding tussen de ionen en het elektronengas sterker dan die van natrium. Tijdens chemische reacties worden calciumvalentie-elektronen overgedragen naar atomen van andere elementen. In dit geval worden dubbel geladen ionen gevormd.

Calcium heeft een grote chemische activiteit ten opzichte van metalen, vooral zuurstof. In de lucht oxideert het langzamer dan alkalimetalen, omdat de oxidefilm erop minder doorlaatbaar is voor zuurstof. Bij verhitting verbrandt calcium, waarbij enorme hoeveelheden warmte vrijkomen:

Calcium reageert met water, verdringt waterstof en vormt een base:

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

Vanwege de hoge chemische reactiviteit met zuurstof, vindt calcium enig nut bij het verkrijgen van zeldzame metalen uit hun oxiden. Metaaloxiden worden samen met calciumspaanders verwarmd; De reacties resulteren in calciumoxide en metaal. Het gebruik van calcium en sommige van zijn legeringen voor de zogenaamde deoxidatie van metalen is op dezelfde eigenschap gebaseerd. Calcium wordt aan het gesmolten metaal toegevoegd en verwijdert sporen opgeloste zuurstof; het resulterende calciumoxide drijft naar het oppervlak van het metaal. In sommige legeringen zit calcium.

Calcium wordt verkregen door elektrolyse van gesmolten calciumchloride of door de aluminotherme methode. Calciumoxide, of gebluste kalk, is een wit poeder dat smelt bij 2570 °C. Het wordt verkregen door kalksteen te calcineren:

CaCO3 = CaO + CO2^

Calciumoxide is een basisch oxide en reageert dus met zuren en zuuranhydriden. Met water geeft het de base - calciumhydroxide:

CaO + H2O = Ca(OH)2

De toevoeging van water aan calciumoxide, het blussen van kalk, vindt plaats waarbij een grote hoeveelheid warmte vrijkomt. Een deel van het water verandert in stoom. Calciumhydroxide, of gebluste kalk, is een witte substantie, enigszins oplosbaar in water. Een waterige oplossing van calciumhydroxide wordt kalkwater genoemd. Deze oplossing heeft tamelijk sterke alkalische eigenschappen, omdat calciumhydroxide goed dissocieert:

Ca(OH)2 = Ca + 2OH

Vergeleken met hydraten van alkalimetaaloxiden is calciumhydroxide een zwakkere base. Dit wordt verklaard door het feit dat het calciumion dubbel geladen is en sterker hydroxylgroepen aantrekt.

Gebluste kalk en zijn oplossing, kalkwater genoemd, reageren met zuren en zuuranhydriden, waaronder kooldioxide. Kalkwater wordt in laboratoria gebruikt voor de ontdekking van kooldioxide, omdat het resulterende onoplosbare calciumcarbonaat troebelheid in het water veroorzaakt:

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Als er echter gedurende langere tijd kooldioxide wordt ingebracht, wordt de oplossing weer helder. Dit wordt verklaard door het feit dat calciumcarbonaat wordt omgezet in een oplosbaar zout - calciumbicarbonaat:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

In de industrie wordt calcium op twee manieren verkregen:

Door het briketmengsel van CaO en Al-poeder te verwarmen tot 1200 °C in een vacuüm van 0,01 - 0,02 mm. rt. Kunst.; onderscheiden door reactie:

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

Calciumdamp condenseert op een koud oppervlak.

Door elektrolyse van de CaCl2- en KCl-smelt met een vloeibare koper-calciumkathode wordt een Cu - Ca (65% Ca) legering bereid, waaruit calcium wordt afgedestilleerd bij een temperatuur van 950 - 1000 ° C in een vacuüm van 0,1 - 0,001 mmHg.

Er is ook een methode ontwikkeld voor de productie van calcium door thermische dissociatie van calciumcarbide CaC2.

Calcium is een van de meest voorkomende elementen in de natuur. De aardkorst bevat ongeveer 3% (gew.). Calciumzouten vormen grote ophopingen in de natuur in de vorm van carbonaten (krijt, marmer), sulfaten (gips) en fosfaten (fosforieten). Onder invloed van water en kooldioxide gaan carbonaten in de vorm van bicarbonaten in oplossing en worden over grote afstanden door grondwater en rivierwater getransporteerd. Wanneer calciumzouten worden weggespoeld, kunnen grotten ontstaan. Door de verdamping van water of een stijging van de temperatuur kunnen zich op een nieuwe plek calciumcarbonaatafzettingen vormen. Stalactieten en stalagmieten ontstaan ​​bijvoorbeeld in grotten.

Oplosbare calcium- en magnesiumzouten veroorzaken de algehele waterhardheid. Als ze in kleine hoeveelheden in water aanwezig zijn, wordt het water zacht genoemd. Met een hoog gehalte aan deze zouten (100 - 200 mg calciumzouten in 1 liter uitgedrukt in ionen) wordt het water als hard beschouwd. In dergelijk water schuimt zeep niet goed, omdat calcium- en magnesiumzouten er onoplosbare verbindingen mee vormen. Hard water kookt voedsel niet goed en als het wordt gekookt, vormt het kalkaanslag op de wanden van stoomketels. Kalk geleidt de warmte slecht, veroorzaakt een verhoogd brandstofverbruik en versnelt de slijtage van de ketelwanden. Schaalvorming is een complex proces. Bij verhitting ontleden de zure koolzuurzouten van calcium en magnesium en veranderen ze in onoplosbare carbonaten:

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

De oplosbaarheid van calciumsulfaat CaSO4 neemt ook af bij verhitting, dus het maakt deel uit van de schaal.

De hardheid veroorzaakt door de aanwezigheid van calcium- en magnesiumbicarbonaten in water wordt carbonaat of tijdelijke hardheid genoemd, omdat deze door koken wordt geëlimineerd. Naast de carbonaathardheid is er ook de niet-carbonaathardheid, die afhankelijk is van het gehalte aan calcium- en magnesiumsulfaten en -chloriden in het water. Deze zouten worden niet verwijderd door koken, en daarom wordt niet-carbonaathardheid ook wel permanente hardheid genoemd. Carbonaat- en niet-carbonaathardheid vormen samen de totale hardheid.

Om de hardheid volledig te elimineren, wordt water soms gedestilleerd. Om de carbonaathardheid te elimineren, wordt water gekookt. Algemene hardheid wordt geëlimineerd door chemicaliën toe te voegen of zogenaamde kationenwisselaars te gebruiken. Bij gebruik van de chemische methode worden oplosbare calcium- en magnesiumzouten omgezet in onoplosbare carbonaten, er wordt bijvoorbeeld kalkmelk en frisdrank toegevoegd:

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

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

Het verwijderen van hardheid met behulp van kationenuitwisselingsharsen is een geavanceerder proces. Kationenwisselaars zijn complexe stoffen (natuurlijke verbindingen van silicium en aluminium, hoogmoleculaire organische verbindingen), waarvan de samenstelling kan worden uitgedrukt door de formule Na2R, waarbij R een complex zuurresidu is. Bij het filteren van water door een laag kationenuitwisselingshars worden Na-ionen (kationen) uitgewisseld voor Ca- en Mg-ionen:

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Dientengevolge gaan Ca-ionen van de oplossing naar de kationenwisselaar en gaan Na-ionen van de kationenwisselaar naar de oplossing. Om de gebruikte kationenwisselaar te herstellen, wordt deze gewassen met een oplossing van keukenzout. In dit geval vindt het omgekeerde proces plaats: Ca-ionen in de kationenwisselaar worden vervangen door Na-ionen:

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

De geregenereerde kationenwisselaar kan opnieuw worden gebruikt voor waterzuivering.

In de vorm van een puur metaal wordt Ca gebruikt als reductiemiddel voor U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb en ​​sommige zeldzame aardmetalen en hun verbindingen. Het wordt ook gebruikt voor de deoxidatie van staal, brons en andere legeringen, voor het verwijderen van zwavel uit aardolieproducten, voor het dehydrateren van organische vloeistoffen, voor het zuiveren van argon van stikstofverontreinigingen en als gasabsorbeerder in elektrische vacuümapparaten. Antifictiematerialen van het Pb-Na-Ca-systeem, evenals Pb-Ca-legeringen die worden gebruikt voor de vervaardiging van elektrische kabelmantels, worden op grote schaal in de technologie gebruikt. De legering Ca - Si - Ca (silicocalcium) wordt gebruikt als deoxidatiemiddel en ontgasser bij de productie van hoogwaardige staalsoorten.

Calcium is een van de biogene elementen die nodig zijn voor het normaal functioneren van levensprocessen. Het is aanwezig in alle weefsels en vloeistoffen van dieren en planten. Alleen zeldzame organismen kunnen zich ontwikkelen in een omgeving zonder Ca. In sommige organismen bereikt het Ca-gehalte 38%: bij mensen - 1,4 - 2%. Cellen van plantaardige en dierlijke organismen vereisen strikt gedefinieerde verhoudingen van Ca-, Na- en K-ionen in extracellulaire omgevingen. Planten halen Ca uit de bodem. Op basis van hun relatie met Ca worden planten onderverdeeld in calcefielen en calcefoben. Dieren halen Ca uit voedsel en water. Ca is nodig voor de vorming van een aantal cellulaire structuren, het handhaven van de normale permeabiliteit van de buitenste celmembranen, voor de bevruchting van eieren van vissen en andere dieren, en voor de activering van een aantal enzymen. Ca-ionen brengen de excitatie over naar de spiervezels, waardoor deze samentrekken, de kracht van de hartcontracties vergroten, de fagocytische functie van leukocyten verhogen, het systeem van beschermende bloedeiwitten activeren en deelnemen aan de coagulatie ervan. In cellen wordt bijna al het Ca aangetroffen in de vorm van verbindingen met eiwitten, nucleïnezuren, fosfolipiden en in complexen met anorganische fosfaten en organische zuren. In het bloedplasma van mensen en hogere dieren kan slechts 20-40% van het Ca aan eiwitten gebonden zijn. Bij dieren met een skelet wordt tot 97-99% van al het Ca als bouwmateriaal gebruikt: bij ongewervelde dieren voornamelijk in de vorm van CaCO3 (schelpen van weekdieren, koralen), bij gewervelde dieren - in de vorm van fosfaten. Veel ongewervelde dieren slaan Ca op voordat ze vervellen om een ​​nieuw skelet op te bouwen of om vitale functies in ongunstige omstandigheden te garanderen. Het Ca-gehalte in het bloed van mensen en hogere dieren wordt gereguleerd door hormonen van de bijschildklier en de schildklier. Vitamine D speelt een sleutelrol in deze processen.De opname van Ca vindt plaats in het voorste deel van de dunne darm. De opname van Ca verslechtert bij een afname van de zuurgraad in de darm en is afhankelijk van de verhouding Ca, fosfor en vet in de voeding. De optimale Ca/P-verhouding in koemelk is ongeveer 1,3 (in aardappelen 0,15, in bonen 0,13, in vlees 0,016). Bij een teveel aan P en oxaalzuur in voedsel verslechtert de opname van Ca. Galzuren versnellen de opname ervan. De optimale Ca/vetverhouding in menselijke voeding is 0,04 - 0,08 g Ca per 1 g. vet Ca-uitscheiding vindt voornamelijk plaats via de darmen. Zoogdieren verliezen tijdens de lactatie veel Ca in de melk. Met stoornissen in het fosfor-calciummetabolisme ontwikkelt rachitis zich bij jonge dieren en kinderen, en ontwikkelen zich veranderingen in de samenstelling en structuur van het skelet (osteomalacie) bij volwassen dieren.

In de geneeskunde elimineren Ca-medicijnen aandoeningen die verband houden met een tekort aan Ca-ionen in het lichaam (tetanie, spasmofilie, rachitis). Ca-preparaten verminderen de overgevoeligheid voor allergenen en worden gebruikt voor de behandeling van allergische aandoeningen (serumziekte, slaperige koorts, enz.). Ca-preparaten verminderen de verhoogde vasculaire permeabiliteit en hebben een ontstekingsremmend effect. Ze worden gebruikt voor hemorragische vasculitis, stralingsziekte, ontstekingsprocessen (longontsteking, pleuritis, enz.) en sommige huidziekten. Voorgeschreven als hemostatisch middel, om de activiteit van de hartspier te verbeteren en de werking van digitalispreparaten te versterken, als tegengif voor vergiftiging met magnesiumzouten. Samen met andere medicijnen worden Ca-preparaten gebruikt om de bevalling te stimuleren. Ca-chloride wordt oraal en intraveneus toegediend. Ossocalcinol (15% steriele suspensie van speciaal bereid botpoeder in perzikolie) is voorgesteld voor weefseltherapie.

Ca-preparaten omvatten ook gips (CaSO4), gebruikt bij operaties voor gipsverbanden, en krijt (CaCO3), dat intern wordt voorgeschreven voor een verhoogde zuurgraad van maagsap en voor de bereiding van tandpoeder.

Home / Hoorcolleges 1e jaar / Algemene en organische chemie / Vraag 23. Calcium / 2. Fysische en chemische eigenschappen

Fysieke eigenschappen. Calcium is een zilverwit kneedbaar metaal dat smelt bij een temperatuur van 850 graden. C en kookt op 1482 graden. C. Het is aanzienlijk harder dan alkalimetalen.

Chemische eigenschappen. Calcium is een actief metaal. Onder normale omstandigheden heeft het dus gemakkelijk een wisselwerking met zuurstof uit de lucht en halogenen:

2 Ca + O2 = 2 CaO (calciumoxide);

Ca + Br2 = CaBr2 (calciumbromide).

Calcium reageert bij verhitting met waterstof, stikstof, zwavel, fosfor, koolstof en andere niet-metalen:

Ca + H2 = CaH2 (calciumhydride);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (calciumnitride);

Ca + S = CaS (calciumsulfide);

3 Ca + 2 P = Ca3P2 (calciumfosfide);

Ca + 2 C = CaC2 (calciumcarbide).

Calcium reageert langzaam met koud water, maar zeer krachtig met heet water:

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

Calcium kan zuurstof of halogenen verwijderen uit oxiden en halogeniden van minder actieve metalen, d.w.z. het heeft reducerende eigenschappen:

5 Ca + Nb2O5 = CaO + 2 Nb;

• 1. In de natuur zijn
• 3. Ontvangstbewijs
• 4. Toepassing

www.medkurs.ru

Calcium | directory Pesticiden.ru

Voor veel mensen is de kennis over calcium alleen beperkt tot het feit dat dit element noodzakelijk is voor gezonde botten en tanden. Waar het nog meer aanwezig is, waarom het nodig is en hoe noodzakelijk het is, niet iedereen heeft een idee. Calcium wordt echter aangetroffen in veel bekende verbindingen, zowel natuurlijke als door de mens gemaakte. Krijt en kalk, stalactieten en stalagmieten van grotten, oude fossielen en cement, gips en albast, zuivelproducten en medicijnen tegen osteoporose - dit alles en nog veel meer bevat veel calcium.

Dit element werd voor het eerst verkregen door G. Davy in 1808 en werd aanvankelijk niet bijzonder actief gebruikt. Dit metaal is nu echter het vijfde meest geproduceerde metaal ter wereld, en de behoefte eraan neemt jaar na jaar toe. Het belangrijkste toepassingsgebied van calcium is de productie van bouwmaterialen en mengsels. Het is echter noodzakelijk om niet alleen huizen te bouwen, maar ook levende cellen. In het menselijk lichaam maakt calcium deel uit van het skelet, maakt het spiersamentrekkingen mogelijk, zorgt het voor de bloedstolling, reguleert de activiteit van een aantal spijsverteringsenzymen en vervult nog tal van andere functies. Het is niet minder belangrijk voor andere levende objecten: dieren, planten, schimmels en zelfs bacteriën. Tegelijkertijd is de behoefte aan calcium vrij hoog, waardoor het als macronutriënt kan worden geclassificeerd.

Calcium, Ca is een chemisch element van de hoofdsubgroep van groep II van het periodieke systeem van Mendelejev. Atoomnummer – 20. Atoommassa – 40.08.

Calcium is een aardalkalimetaal. Wanneer vrij, kneedbaar, tamelijk hard, wit. Door dichtheid behoort het tot lichte metalen.

• Dichtheid – 1,54 g/cm3,
• Smeltpunt – +842 °C,
• Kookpunt – +1495 °C.

Calcium heeft uitgesproken metaalachtige eigenschappen. In alle verbindingen is de oxidatietoestand +2.

In de lucht wordt het bedekt met een laag oxide en bij verhitting brandt het met een roodachtige, heldere vlam. Het reageert langzaam met koud water, maar verdringt snel waterstof uit heet water en vormt hydroxide. Bij interactie met waterstof vormt het hydriden. Bij kamertemperatuur reageert het met stikstof, waarbij nitriden worden gevormd. Het combineert ook gemakkelijk met halogenen en zwavel en vermindert metaaloxiden bij verhitting.

Calcium is een van de meest voorkomende elementen in de natuur. In de aardkorst bedraagt ​​het gehalte 3% van de massa. Het komt voor in de vorm van afzettingen van krijt, kalksteen en marmer (een natuurlijk type calciumcarbonaat CaCO3). Er zijn grote hoeveelheden afzettingen van gips (CaSO4 x 2h3O), fosforiet (Ca3(PO4)2 en diverse calciumhoudende silicaten.

Water

Hard water

Zacht water

Bodems

Verlies van calcium uit de bodem treedt op als gevolg van de uitspoeling door neerslag. Dit proces is afhankelijk van de korrelgroottesamenstelling van de bodem, de hoeveelheid neerslag, het type planten, de vormen en doses kalk en minerale meststoffen. Afhankelijk van deze factoren variëren de calciumverliezen uit de akkerbouwlaag van enkele tientallen tot 200 – 400 kg/ha of meer.

Calciumgehalte in verschillende soorten bodems

Podzolische bodems bevatten 0,73% (van de droge stof) calcium.

Grijs bos – 0,90% calcium.

Tsjernozems – 1,44% calcium.

Serozems – 6,04% calcium.

In de plant wordt calcium aangetroffen in de vorm van fosfaten, sulfaten, carbonaten en in de vorm van zouten van pectine- en oxaalzuren. Bijna 65% van het calcium in planten kan met water worden geëxtraheerd. De rest wordt behandeld met zwakke azijn- en zoutzuren. Het meeste calcium wordt aangetroffen in verouderende cellen.

Functies van calcium

Het effect van dit element op planten is veelzijdig en in de regel positief. Calcium:

• Versterkt de stofwisseling;
• Speelt een belangrijke rol bij de beweging van koolhydraten;
• Beïnvloedt de metamorfose van stikstofhoudende stoffen;
• Versnelt de consumptie van reserve-eiwitten van zaden tijdens het ontkiemen;
• Speelt een rol in het proces van fotosynthese;
• een sterke antagonist van andere kationen, waardoor hun overmatige toegang tot plantenweefsels wordt voorkomen;
• Beïnvloedt de fysisch-chemische eigenschappen van protoplasma (viscositeit, permeabiliteit, enz.), en daarmee het normale verloop van biochemische processen in de plant;
• Calciumverbindingen met pectinestoffen lijmen de wanden van individuele cellen aan elkaar;
• Beïnvloedt de enzymactiviteit.

Opgemerkt moet worden dat de invloed van calciumverbindingen (kalk) op de enzymactiviteit niet alleen tot uiting komt in directe actie, maar ook door de verbetering van de fysisch-chemische eigenschappen van de bodem en het voedingsregime ervan. Bovendien heeft het kalken van de bodem een ​​aanzienlijke invloed op de processen van vitaminebiosynthese.

Gebrek (tekort) aan calcium in planten

Gebrek aan calcium heeft vooral invloed op de ontwikkeling van het wortelstelsel. De vorming van wortelharen op de wortels stopt. De buitenste wortelcellen worden vernietigd.

Dit symptoom manifesteert zich zowel bij een tekort aan calcium als bij een onbalans in de voedingsoplossing, dat wil zeggen de overheersing van monovalente kationen van natrium, kalium en waterstof daarin.

Bovendien verhoogt de aanwezigheid van nitraatstikstof in de bodemoplossing de toevoer van calcium naar plantenweefsels en vermindert de toevoer van ammoniak.

Tekenen van calciumgebrek zijn te verwachten wanneer het calciumgehalte minder dan 20% van de kationenuitwisselingscapaciteit van de bodem bedraagt.

Symptomen Visueel wordt een calciumtekort bepaald door de volgende symptomen:

• De wortels van planten hebben beschadigde uiteinden met een bruine kleur;
• Het groeipunt raakt vervormd en sterft af;
• Bloemen, eierstokken en knoppen vallen eraf;
• De vruchten worden beschadigd door necrose;
• Er wordt opgemerkt dat de bladeren chlorotisch zijn;
• De apicale knop sterft af en de stengelgroei stopt.

Kool, luzerne en klaver zijn zeer gevoelig voor de aanwezigheid van calcium. Er is vastgesteld dat dezelfde planten ook worden gekenmerkt door een verhoogde gevoeligheid voor de zuurgraad van de bodem.

Minerale calciumvergiftiging resulteert in chlorose tussen de nerven met witachtige necrotische vlekken. Ze kunnen gekleurd zijn of concentrische ringen hebben gevuld met water. Sommige planten reageren op een teveel aan calcium door bladrozetten te laten groeien, scheuten af ​​te sterven en bladeren te laten vallen. De symptomen lijken qua uiterlijk op ijzer- en magnesiumtekort.

De bron van calciumaanvulling in de bodem zijn kalkmeststoffen. Ze zijn verdeeld in drie groepen:

• Harde kalkhoudende rotsen;
• Zachte kalkhoudende rotsen;
• Industrieel afval met een hoog kalkgehalte.

Op basis van het gehalte aan CaO en MgO worden harde kalkhoudende gesteenten onderverdeeld in:

• kalksteen (55-56% CaO en tot 0,9% MgO);
• gedolomitiseerde kalksteen (42-55% CaO en tot 9% MgO);
• dolomieten (32-30% CaO en 18-20% MgO).

Kalksteen

Gedolomitiseerde kalksteen

Mergel

Krijt

Verbrande kalk

Gebluste kalk

Dolomietmeel

Kalkhoudende tufstenen

Ontlasting vuil (ontlasting)

Schalie-ascyclonen

Stof uit ovens en cementfabrieken

Metallurgische slakken

Organische meststoffen. Het Ca-gehalte uitgedrukt in CaCO3 bedraagt ​​0,32–0,40%.

Fosforietmeel. Calciumgehalte – 22% CaCO3.

Kalkmeststoffen worden niet alleen gebruikt om de bodem en planten van calcium te voorzien. Het belangrijkste doel van hun gebruik is bodembekalking. Dit is een methode voor chemische terugwinning. Het is gericht op het neutraliseren van overtollige bodemzuurgraad, het verbeteren van de agrofysische, agrochemische en biologische eigenschappen, het voorzien van planten van magnesium en calcium, het mobiliseren en immobiliseren van macro- en micro-elementen, en het creëren van optimale waterfysische, fysieke luchtomstandigheden voor het leven van gecultiveerde planten.

Efficiëntie van bodembekalking

Gelijktijdig met het voldoen aan de behoefte van planten aan calcium als onderdeel van minerale voeding, leidt kalken tot meerdere positieve veranderingen in de bodem.

Het effect van kalk op de eigenschappen van sommige bodems

Calcium bevordert de coagulatie van bodemcolloïden en voorkomt het uitspoelen ervan. Dit leidt tot een eenvoudigere grondbewerking en een betere beluchting.

Als gevolg van kalken:

• zandige humusgronden vergroten hun wateropnamevermogen;
• Op zware kleigronden worden bodemaggregaten en klonters gevormd, waardoor de waterdoorlatendheid verbetert.

In het bijzonder worden organische zuren geneutraliseerd en worden H-ionen uit het absorberende complex verdrongen. Dit leidt tot de eliminatie van de metabolische zuurgraad en een afname van de hydrolytische zuurgraad van de bodem. Tegelijkertijd wordt een verbetering van de kationische samenstelling van het bodemabsorptiecomplex waargenomen, die optreedt als gevolg van de vervanging van waterstof- en aluminiumionen door calcium- en magnesiumkationen. Hierdoor wordt de mate van bodemverzadiging met basen vergroot en het opnamevermogen vergroot.

Het effect van kalken op de stikstoftoevoer naar planten

Na het bekalken kunnen de positieve agrochemische eigenschappen van de bodem en de structuur ervan meerdere jaren behouden blijven. Dit helpt gunstige omstandigheden te creëren voor het verbeteren van gunstige microbiologische processen voor de mobilisatie van voedingsstoffen. De activiteit van ammonifiers, nitrifiers en stikstofbindende bacteriën die vrij in de bodem leven, neemt toe.

Kalken helpt de proliferatie van knobbelbacteriën te vergroten en de toevoer van stikstof naar de waardplant te verbeteren. Het is vastgesteld dat bacteriële meststoffen hun effectiviteit verliezen op zure gronden.

Het effect van kalken op de toevoer van aselementen naar planten

Kalken helpt de plant te voorzien van aselementen, omdat het de activiteit verhoogt van bacteriën die organische fosforverbindingen in de bodem afbreken en de overgang bevordert van ijzer- en aluminiumfosfaten naar calciumfosfaatzouten die beschikbaar zijn voor planten. Het bekalken van zure bodems versterkt microbiologische en biochemische processen, wat op zijn beurt de hoeveelheid nitraten verhoogt, evenals de verteerbare vormen van fosfor en kalium.

Effect van kalken op de vormen en beschikbaarheid van macro- en micro-elementen

Kalken verhoogt de hoeveelheid calcium, en bij gebruik van dolomietmeel - magnesium. Tegelijkertijd worden giftige vormen van mangaan en aluminium onoplosbaar en gaan over in de neergeslagen vorm. De beschikbaarheid van elementen als ijzer, koper, zink en mangaan neemt af. Stikstof, zwavel, kalium, calcium, magnesium, fosfor en molybdeen komen beter beschikbaar.

De invloed van kalken op de werking van fysiologisch zure meststoffen

Kalken verhoogt de effectiviteit van fysiologisch zure minerale meststoffen, vooral ammoniak en potas.

Het positieve effect van fysiologisch zure meststoffen zonder toevoeging van kalk vervaagt en kan na verloop van tijd negatief worden. In bemeste gebieden zijn de opbrengsten dus zelfs lager dan in onbemeste gebieden. De combinatie van kalken met het gebruik van meststoffen verhoogt de effectiviteit ervan met 25-50%.

Bij het bekalken worden enzymatische processen in de bodem geactiveerd, waardoor indirect de vruchtbaarheid ervan wordt beoordeeld.

Samengesteld door: Grigorovskaya P.I.

Pagina toegevoegd: 05.12.13 00:40

Laatste update: 22/05/14 16:25

Literaire bronnen:

Glinka NL Algemene scheikunde. Leerboek voor universiteiten. Uitgever: Leningrad: Chemistry, 1985, blz. 731

Mineev V.G. Agrochemistry: Textbook – 2e editie, herzien en uitgebreid – M.: Moskouse Staatsuniversiteit Publishing House, KolosS Publishing House, 2004. – 720 p., l. ziek.: ziek. – (Klassiek universitair leerboek).

Petrov BA, Seliverstov N.F. Minerale voeding van planten. Een referentiegids voor studenten en tuiniers. Jekaterinenburg, 1998. 79 p.

Encyclopedie voor kinderen. Deel 17. Chemie. / Hoofd. red. V.A. Volodin. – M.: Avanta +, 2000. – 640 p., ill.

Yagodin BA, Zhukov Yu.P., Kobzarenko VI Agrochemie / Bewerkt door B.A. Yagodina. – M.: Kolos, 2002. – 584 pp.: ill (leerboeken en leermiddelen voor studenten van instellingen voor hoger onderwijs).

Afbeeldingen (herwerkt):

20 Ca Calcium, gelicenseerd onder CC BY

Calciumtekort in tarwe, door CIMMYT, gelicenseerd onder CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Calcium en zijn rol voor de mensheid - Chemie

Calcium en zijn rol voor de mensheid

Invoering

In de natuur zijn

Ontvangst

Fysieke eigenschappen

Chemische eigenschappen

Toepassing van calciumverbindingen

Biologische rol

Conclusie

Bibliografie

Invoering

Calcium is een element van de hoofdsubgroep van de tweede groep, de vierde periode van het periodieke systeem van chemische elementen van D.I. Mendelejev, met atoomnummer 20. Het wordt aangeduid met het symbool Ca (lat. Calcium). De eenvoudige stof calcium (CAS-nummer: 7440-70-2) is een zacht, reactief aardalkalimetaal met een zilverwitte kleur.

Ondanks de alomtegenwoordigheid van element nr. 20 hebben zelfs scheikundigen niet allemaal elementair calcium gezien. Maar dit metaal is, zowel qua uiterlijk als qua gedrag, totaal anders dan alkalimetalen, waarvan het contact gepaard gaat met het gevaar van brand en brandwonden. Het kan veilig in de lucht worden bewaard; het ontbrandt niet door water. De mechanische eigenschappen van elementair calcium maken het niet tot een “zwart schaap” in de familie van metalen: calcium overtreft veel daarvan in sterkte en hardheid; het kan op een draaibank worden gedraaid, tot draad worden getrokken, gesmeed en geperst.

En toch wordt elementair calcium bijna nooit als structureel materiaal gebruikt. Daar is hij te actief voor. Calcium reageert gemakkelijk met zuurstof, zwavel en halogenen. Zelfs met stikstof en waterstof reageert het onder bepaalde omstandigheden. De omgeving van koolstofoxiden, inert voor de meeste metalen, is agressief voor calcium. Het brandt in een atmosfeer van CO en CO2.

Geschiedenis en oorsprong van de naam

De naam van het element komt uit Lat. calx (in het genitief calcis) -- "kalk", "zachte steen". Het werd voorgesteld door de Engelse chemicus Humphry Davy, die in 1808 calciummetaal isoleerde door middel van de elektrolytische methode. Davy elektrolyseerde een mengsel van nat gebluste kalk en kwikoxide HgO op een platinaplaat, die als anode diende. De kathode was een platinadraad ondergedompeld in vloeibaar kwik. Als gevolg van elektrolyse werd calciumamalgaam verkregen. Nadat hij er kwik uit had gedestilleerd, verkreeg Davy een metaal genaamd calcium.

Calciumverbindingen - kalksteen, marmer, gips (evenals kalk - een product van het bakken van kalksteen) worden al duizenden jaren geleden in de bouw gebruikt. Tot het einde van de 18e eeuw beschouwden scheikundigen kalk als een eenvoudige vaste stof. In 1789 suggereerde A. Lavoisier dat kalk, magnesiumoxide, bariet, aluminiumoxide en silica complexe stoffen zijn.

In de natuur zijn

Vanwege de hoge chemische activiteit komt calcium niet in vrije vorm in de natuur voor.

Calcium is goed voor 3,38% van de massa van de aardkorst (5e meest voorkomende na zuurstof, silicium, aluminium en ijzer).

Isotopen. Calcium komt in de natuur voor als een mengsel van zes isotopen: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca en 48Ca, waarvan de meest voorkomende - 40Ca - 96,97% bedraagt.

Van de zes natuurlijke isotopen van calcium zijn er vijf stabiel. Van de zesde isotoop, 48Ca, de zwaarste van de zes en zeer zeldzaam (de isotoop-abundantie bedraagt ​​slechts 0,187%), werd onlangs ontdekt dat hij dubbel bèta-verval ondergaat met een halfwaardetijd van 5,3 x 1019 jaar.

In gesteenten en mineralen. Het grootste deel van het calcium zit in silicaten en aluminosilicaten van verschillende gesteenten (granieten, gneis, enz.), vooral in veldspaat - Ca-anorthiet.

In de vorm van sedimentair gesteente worden calciumverbindingen weergegeven door krijt en kalksteen, voornamelijk bestaande uit het mineraal calciet (CaCO3). De kristallijne vorm van calciet – marmer – komt veel minder vaak voor in de natuur.

Calciummineralen zoals calciet CaCO3, anhydriet CaSO4, albast CaSO4 0,5h3O en gips CaSO4 2h3O, fluoriet CaF2, apatiet Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomiet MgCO3 CaCO3 zijn vrij wijdverspreid. De aanwezigheid van calcium- en magnesiumzouten in natuurlijk water bepaalt de hardheid ervan.

Calcium, dat krachtig migreert in de aardkorst en zich ophoopt in verschillende geochemische systemen, vormt 385 mineralen (het vierde grootste aantal mineralen).

Migratie in de aardkorst. Bij de natuurlijke migratie van calcium wordt een belangrijke rol gespeeld door het “carbonaatevenwicht”, geassocieerd met de omkeerbare reactie van de interactie van calciumcarbonaat met water en kooldioxide met de vorming van oplosbaar bicarbonaat:

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

(evenwicht verschuift naar links of rechts, afhankelijk van de concentratie koolstofdioxide).

Biogene migratie. In de biosfeer worden calciumverbindingen aangetroffen in vrijwel alle dierlijke en plantaardige weefsels (zie ook hieronder). Een aanzienlijke hoeveelheid calcium wordt aangetroffen in levende organismen. Zo is hydroxyapatiet Ca5(PO4)3OH, of, in een ander artikel, 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2, de basis van het botweefsel van gewervelde dieren, inclusief mensen; De schelpen en schelpen van veel ongewervelde dieren, eierschalen enz. zijn gemaakt van calciumcarbonaat CaCO3. In levende weefsels van mens en dier zit 1,4-2% Ca (in massafractie); in een menselijk lichaam van 70 kg is het calciumgehalte ongeveer 1,7 kg (voornamelijk in de intercellulaire substantie van botweefsel).

Ontvangst

Vrij metallisch calcium wordt verkregen door elektrolyse van een smelt bestaande uit CaCl2 (75-80%) en KCl of uit CaCl2 en CaF2, evenals aluminotherme reductie van CaO bij 1170-1200 °C:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Fysieke eigenschappen

Calciummetaal bestaat in twee allotrope modificaties. Tot 443 °C is μ-Ca met een kubisch rooster in het midden van het oppervlak (parameter a = 0,558 nm) stabiel; stabieler is μ-Ca met een kubisch rooster in het midden van het lichaam van het μ-Fe-type (parameter a = 0,448 nm). Standaardenthalpie? H0-overgang? > ? bedraagt ​​0,93 kJ/mol.

Chemische eigenschappen

Calcium is een typisch aardalkalimetaal. De chemische activiteit van calcium is hoog, maar lager dan die van alle andere aardalkalimetalen. Het reageert gemakkelijk met zuurstof, kooldioxide en vocht in de lucht, daarom is het oppervlak van calciummetaal meestal dofgrijs, dus in het laboratorium wordt calcium meestal, net als andere aardalkalimetalen, opgeslagen in een goed gesloten pot onder een laag van kerosine of vloeibare paraffine.

In de reeks standaardpotentialen bevindt calcium zich links van waterstof. De standaard elektrodepotentiaal van het Ca2+/Ca0 paar bedraagt ​​€ 2,84 V, zodat calcium actief reageert met water, maar zonder ontsteking:

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

Calcium reageert onder normale omstandigheden met actieve niet-metalen (zuurstof, chloor, broom):

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

Bij verhitting in lucht of zuurstof ontbrandt calcium. Calcium reageert bij verhitting met minder actieve niet-metalen (waterstof, boor, koolstof, silicium, stikstof, fosfor en andere), bijvoorbeeld:

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

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

3Ca + 2P = Ca3P2 (

calciumfosfide), calciumfosfiden met de samenstellingen CaP en CaP5 zijn ook bekend;

2Ca + Si = Ca2Si

(calciumsilicide), calciumsiliciden met de samenstellingen CaSi, Ca3Si4 en CaSi2 zijn eveneens bekend.

Het optreden van de bovengenoemde reacties gaat in de regel gepaard met het vrijkomen van een grote hoeveelheid warmte (dat wil zeggen, deze reacties zijn exotherm). In alle verbindingen met niet-metalen is de oxidatietoestand van calcium +2. De meeste calciumverbindingen met niet-metalen worden gemakkelijk afgebroken door water, bijvoorbeeld:

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

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

Het Ca2+-ion is kleurloos. Wanneer oplosbare calciumzouten aan de vlam worden toegevoegd, wordt de vlam steenrood.

Calciumzouten zoals CaCl2-chloride, CaBr2-bromide, CaI2-jodide en Ca(NO3)2-nitraat zijn zeer oplosbaar in water. Onoplosbaar in water zijn fluoride CaF2, carbonaat CaCO3, sulfaat CaSO4, orthofosfaat Ca3(PO4)2, oxalaat CaC2O4 en enkele andere.

Belangrijk is dat het zure calciumcarbonaat (bicarbonaat) Ca(HCO3)2, in tegenstelling tot calciumcarbonaat CaCO3, oplosbaar is in water. In de natuur leidt dit tot de volgende processen. Wanneer koude regen of rivierwater, verzadigd met kooldioxide, ondergronds doordringt en op kalksteen valt, wordt hun oplossing waargenomen:

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

Op dezelfde plaatsen waar water verzadigd met calciumbicarbonaat naar het aardoppervlak komt en wordt verwarmd door zonnestralen, vindt een omgekeerde reactie plaats:

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

Dit is hoe grote hoeveelheden stoffen in de natuur worden overgedragen. Als gevolg hiervan kunnen zich onder de grond enorme gaten vormen en in grotten vormen zich prachtige stenen "ijspegels" - stalactieten en stalagmieten.

De aanwezigheid van opgelost calciumbicarbonaat in water bepaalt grotendeels de tijdelijke hardheid van water. Het wordt tijdelijk genoemd omdat wanneer water kookt, bicarbonaat ontleedt en CaCO3 neerslaat. Dit fenomeen leidt er bijvoorbeeld toe dat er na verloop van tijd kalkaanslag ontstaat in de ketel.

Toepassingen van calciummetaal

Het belangrijkste gebruik van calciummetaal is als reductiemiddel bij de productie van metalen, vooral nikkel, koper en roestvrij staal. Calcium en zijn hydride worden ook gebruikt om moeilijk te reduceren metalen te produceren, zoals chroom, thorium en uranium. Calcium-loodlegeringen worden gebruikt in batterijen en lagerlegeringen. Calciumkorrels worden ook gebruikt om luchtsporen uit vacuümapparaten te verwijderen.

Metallothermie

Zuiver metallisch calcium wordt veel gebruikt in de metallothermie voor de productie van zeldzame metalen.

Legering van legeringen

Zuiver calcium wordt gebruikt om lood te legeren dat wordt gebruikt voor de productie van accuplaten en onderhoudsvrije loodzuuraccu's met lage zelfontlading. Ook wordt metallisch calcium gebruikt voor de productie van hoogwaardige calciumbabbits BKA.

Kernfusie

De 48Ca-isotoop is het meest effectieve en meest gebruikte materiaal voor de productie van superzware elementen en de ontdekking van nieuwe elementen op het periodiek systeem. Als bijvoorbeeld 48Ca-ionen worden gebruikt om superzware elementen in versnellers te produceren, worden de kernen van deze elementen honderden en duizenden keren efficiënter gevormd dan bij gebruik van andere ‘projectielen’ (ionen).

Toepassing van calciumverbindingen

Calciumhydride. Door calcium te verwarmen in een waterstofatmosfeer wordt Cah3 (calciumhydride) verkregen, dat wordt gebruikt in de metallurgie (metallothermie) en bij de productie van waterstof in het veld.

Optische en lasermaterialen Calciumfluoride (fluoriet) wordt gebruikt in de vorm van enkele kristallen in de optica (astronomische objectieven, lenzen, prisma's) en als lasermateriaal. Calciumwolframaat (scheeliet) in de vorm van enkele kristallen wordt gebruikt in de lasertechnologie en ook als scintillator.

Calciumcarbide. Calciumcarbide CaC2 wordt veel gebruikt voor de productie van acetyleen en voor de reductie van metalen, evenals voor de productie van calciumcyanamide (door calciumcarbide in stikstof te verwarmen tot 1200 °C is de reactie exotherm, uitgevoerd in cyanamideovens) .

Chemische stroombronnen. Calcium, evenals zijn legeringen met aluminium en magnesium, worden gebruikt in thermische elektrische back-upbatterijen als anode (bijvoorbeeld calciumchromaatelement). Calciumchromaat wordt in dergelijke batterijen als kathode gebruikt. De eigenaardigheid van dergelijke batterijen is een extreem lange houdbaarheid (tientallen jaren) in een geschikte staat, het vermogen om onder alle omstandigheden te werken (ruimte, hoge druk), hoge specifieke energie in termen van gewicht en volume. Nadeel: korte levensduur. Dergelijke batterijen worden gebruikt waar het nodig is om gedurende een korte periode kolossale elektrische energie op te wekken (ballistische raketten, bepaalde ruimtevaartuigen, enz.).

Vuurvaste materialen. Calciumoxide wordt, zowel in vrije vorm als als onderdeel van keramische mengsels, gebruikt bij de productie van vuurvaste materialen.

Geneesmiddelen. Calciumverbindingen worden veel gebruikt als antihistaminicum.

Calciumchloride

Calciumgluconaat

Calciumglycerofosfaat

Bovendien zijn calciumverbindingen opgenomen in geneesmiddelen voor de preventie van osteoporose, in vitaminecomplexen voor zwangere vrouwen en ouderen.

Biologische rol

Calcium is een veel voorkomende macronutriënt in het lichaam van planten, dieren en mensen. Bij mensen en andere gewervelde dieren zit het grootste deel ervan in het skelet en de tanden in de vorm van fosfaten. De skeletten van de meeste groepen ongewervelde dieren (sponzen, koraalpoliepen, weekdieren etc.) bestaan ​​uit verschillende vormen van calciumcarbonaat (kalk). Calciumionen zijn betrokken bij bloedstollingsprocessen en zorgen ook voor een constante osmotische druk van het bloed. Calciumionen dienen ook als een van de universele tweede boodschappers en reguleren een verscheidenheid aan intracellulaire processen - spiercontractie, exocytose, inclusief de uitscheiding van hormonen en neurotransmitters, enz. De calciumconcentratie in het cytoplasma van menselijke cellen is ongeveer 10-7 mol. in intercellulaire vloeistoffen ongeveer 10 -3 mol.

De calciumbehoefte is afhankelijk van de leeftijd. Voor volwassenen bedraagt ​​de benodigde dagelijkse inname 800 tot 1000 milligram (mg) en voor kinderen 600 tot 900 mg, wat voor kinderen erg belangrijk is vanwege de intensieve groei van het skelet. Het grootste deel van het calcium dat via de voeding het menselijk lichaam binnenkomt, wordt aangetroffen in zuivelproducten; het resterende calcium komt uit vlees, vis en sommige plantaardige producten (vooral peulvruchten). Absorptie vindt plaats in zowel de dikke als de dunne darm en wordt vergemakkelijkt door een zure omgeving, vitamine D en vitamine C, lactose en onverzadigde vetzuren. De rol van magnesium in het calciummetabolisme is belangrijk; bij een tekort wordt calcium uit de botten ‘weggespoeld’ en afgezet in de nieren (nierstenen) en spieren.

Aspirine, oxaalzuur en oestrogeenderivaten verstoren de opname van calcium. In combinatie met oxaalzuur produceert calcium in water onoplosbare verbindingen die componenten zijn van nierstenen.

Door het grote aantal processen dat ermee gepaard gaat, wordt het calciumgehalte in het bloed nauwkeurig gereguleerd en met de juiste voeding ontstaat er geen tekort. Langdurige afwezigheid van het dieet kan krampen, gewrichtspijn, slaperigheid, groeistoornissen en obstipatie veroorzaken. Een dieper tekort leidt tot constante spierkrampen en osteoporose. Misbruik van koffie en alcohol kan een calciumtekort veroorzaken, omdat een deel ervan via de urine wordt uitgescheiden.

Overmatige doses calcium en vitamine D kunnen hypercalciëmie veroorzaken, gevolgd door intense verkalking van botten en weefsels (vooral met gevolgen voor de urinewegen). Langdurige overmaat verstoort de werking van spier- en zenuwweefsels, verhoogt de bloedstolling en vermindert de opname van zink door botcellen. De maximale dagelijkse veilige dosis voor een volwassene is 1500 tot 1800 milligram.

Producten Calcium, mg/100 g

Sesam 783

Brandnetel 713

Boskaasjeskruid 505

Grote bakbanaan 412

Galinsoga 372

Sardines in olie 330

Klimop budra 289

Hondsroos 257

Amandel 252

Lanceolist van weegbree. 248

Hazelnoot 226

Amarantzaad 214

Waterkers 214

Sojabonen gedroogd 201

Kinderen jonger dan 3 jaar - 600 mg.

Kinderen van 4 tot 10 jaar oud - 800 mg.

Kinderen van 10 tot 13 jaar oud - 1000 mg.

Adolescenten van 13 tot 16 jaar oud - 1200 mg.

Jeugd 16 en ouder - 1000 mg.

Volwassenen van 25 tot 50 jaar oud - van 800 tot 1200 mg.

Zwangere vrouwen en vrouwen die borstvoeding geven - van 1500 tot 2000 mg.

Conclusie

Calcium is een van de meest voorkomende elementen op aarde. Er is veel van in de natuur: bergketens en kleirotsen worden gevormd uit calciumzouten, het wordt aangetroffen in zee- en rivierwater en maakt deel uit van plantaardige en dierlijke organismen.

Calcium omringt voortdurend stadsbewoners: bijna alle belangrijke bouwmaterialen - beton, glas, baksteen, cement, kalk - bevatten dit element in aanzienlijke hoeveelheden.

Omdat calcium zulke chemische eigenschappen heeft, kan het natuurlijk niet in vrije staat in de natuur voorkomen. Maar calciumverbindingen – zowel natuurlijke als kunstmatige – zijn van het allergrootste belang geworden.

Bibliografie

1. Redactieraad: Knunyants I. L. (hoofdredacteur) Chemical Encyclopedia: in 5 delen - Moskou: Sovjet-encyclopedie, 1990. - T. 2. - P. 293. - 671 p.

2. Doronin. NA Calcium, Goskhimizdat, 1962. 191 pp. met illustraties.

3. Dotsenko VA. - Therapeutische en preventieve voeding. - Vraag. voeding, 2001 - N1-p.21-25

4. Bilezikian J.P. Calcium- en botmetabolisme // In: K.L. Becker, ed.

www.e-ng.ru

Wereld van de wetenschap

Calcium is een metaalelement van de hoofdsubgroep II van groep 4 van het periodiek systeem van chemische elementen. Het behoort tot de aardalkalimetaalfamilie. Het buitenste energieniveau van het calciumatoom bevat 2 gepaarde s-elektronen

Die hij energetisch kan weggeven tijdens chemische interacties. Calcium is dus een reductiemiddel en heeft in zijn verbindingen een oxidatietoestand van + 2. In de natuur wordt calcium alleen in de vorm van zouten aangetroffen. De massafractie calcium in de aardkorst bedraagt ​​3,6%. Het belangrijkste natuurlijke calciummineraal is calciet CaCO3 en zijn varianten - kalksteen, krijt, marmer. Er zijn ook levende organismen (bijvoorbeeld koralen), waarvan de ruggengraat voornamelijk uit calciumcarbonaat bestaat. Ook belangrijke calciummineralen zijn dolomiet CaCO3 MgCO3, fluoriet CaF2, gips CaSO4 2h3O, apatiet, veldspaat, etc. Calcium speelt een belangrijke rol in het leven van levende organismen. De massafractie van calcium in het menselijk lichaam is 1,4-2%. Het maakt deel uit van tanden, botten, andere weefsels en organen, neemt deel aan het bloedstollingsproces en stimuleert de hartactiviteit. Om het lichaam van voldoende calcium te voorzien, moet je zeker melk en zuivelproducten, groene groenten en vis consumeren.De eenvoudige stof calcium is een typisch zilverwit metaal. Het is vrij hard, plastic, heeft een dichtheid van 1,54 g/cm3 en een smeltpunt van 842? C. Chemisch gezien is calcium zeer actief. Onder normale omstandigheden heeft het gemakkelijk een wisselwerking met zuurstof en vocht in de lucht, daarom wordt het opgeslagen in hermetisch afgesloten containers. Bij verhitting in de lucht ontbrandt calcium en vormt een oxide: 2Ca + O2 = 2CaO. Calcium reageert bij verhitting met chloor en broom, en zelfs in de kou met fluor. De producten van deze reacties zijn de overeenkomstige halogeniden, bijvoorbeeld: Ca + Cl2 = CaCl2. Wanneer calcium wordt verwarmd met zwavel, wordt calciumsulfide gevormd: Ca + S = CaS. Calcium kan ook reageren met andere niet-metalen. Interactie met water leidt tot de vorming van slecht oplosbaar calciumhydroxide en het vrijkomen van waterstofgas:Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3 Calciummetaal wordt veel gebruikt. Het wordt gebruikt als rozet bij de productie van staal en legeringen, en als reductiemiddel voor de productie van sommige vuurvaste metalen.

Calcium wordt verkregen door elektrolyse van gesmolten calciumchloride. Zo werd calcium voor het eerst verkregen in 1808 door Humphry Davy.

worldofscience.ru

Calcium (Latijn Calcium, gesymboliseerd Ca) is een element met atoomnummer 20 en atoommassa 40,078. Het is een element van de belangrijkste subgroep van de tweede groep, de vierde periode van het periodiek systeem van chemische elementen van Dmitry Ivanovich Mendelejev. Onder normale omstandigheden is de eenvoudige substantie calcium een ​​licht (1,54 g/cm3) kneedbaar, zacht, chemisch actief aardalkalimetaal met een zilverwitte kleur.

In de natuur wordt calcium gepresenteerd als een mengsel van zes isotopen: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), 43Ca (0,145%), 44Ca (2,06%), 46Ca (0,0033%) en 48Ca (0,185%). De belangrijkste isotoop van het twintigste element - het meest voorkomende - is 40Ca, de isotopische overvloed is ongeveer 97%. Van de zes natuurlijke isotopen van calcium zijn er vijf stabiel; van de zesde isotoop 48Ca, de zwaarste van de zes en vrij zeldzaam (de isotopenovervloed bedraagt ​​slechts 0,185%), bleek onlangs dubbel β-verval te ondergaan met een halfwaardetijd van 5,3∙1019 jaar. Kunstmatig verkregen isotopen met massagetallen 39, 41, 45, 47 en 49 zijn radioactief. Meestal worden ze gebruikt als isotopische indicator bij de studie van mineraalmetabolismeprocessen in een levend organisme. 45Ca, verkregen door het bestralen van metallisch calcium of zijn verbindingen met neutronen in een uraniumreactor, speelt een belangrijke rol in de studie van metabolische processen die plaatsvinden in de bodem en in de studie van de processen van calciumabsorptie door planten. Dankzij dezelfde isotoop konden tijdens het smeltproces bronnen van verontreiniging van verschillende staalsoorten en ultrapuur ijzer met calciumverbindingen worden opgespoord.

Calciumverbindingen - marmer, gips, kalksteen en kalk (een product van het bakken van kalksteen) zijn al sinds de oudheid bekend en werden veel gebruikt in de bouw en de geneeskunde. De oude Egyptenaren gebruikten calciumverbindingen bij de constructie van hun piramides, en de inwoners van het grote Rome vonden beton uit - met behulp van een mengsel van steenslag, kalk en zand. Tot het einde van de 18e eeuw waren scheikundigen ervan overtuigd dat kalk een eenvoudige vaste stof was. Pas in 1789 suggereerde Lavoisier dat kalk, aluminiumoxide en enkele andere verbindingen complexe stoffen waren. In 1808 werd calciummetaal verkregen door G. Davy door elektrolyse.

Het gebruik van calciummetaal wordt geassocieerd met de hoge chemische activiteit ervan. Het wordt gebruikt voor de terugwinning uit verbindingen van bepaalde metalen, bijvoorbeeld thorium, uranium, chroom, zirkonium, cesium, rubidium; voor het verwijderen van zuurstof en zwavel uit staal en enkele andere legeringen; voor dehydratatie van organische vloeistoffen; voor het absorberen van restgassen in vacuümapparaten. Bovendien dient calciummetaal in sommige legeringen als legeringscomponent. Calciumverbindingen worden op veel grotere schaal gebruikt: ze worden gebruikt in de bouw, pyrotechniek, glasproductie, geneeskunde en vele andere gebieden.

Calcium is een van de belangrijkste biogene elementen; het is voor de meeste levende organismen noodzakelijk voor de normale levensprocessen. Het volwassen lichaam bevat maximaal anderhalve kilo calcium. Het is aanwezig in alle weefsels en vloeistoffen van levende organismen. Het twintigste element is noodzakelijk voor de vorming van botweefsel, het in stand houden van de hartslag, de bloedstolling, het handhaven van de normale permeabiliteit van de buitenste celmembranen en de vorming van een aantal enzymen. De lijst met functies die calcium vervult in de lichamen van planten en dieren is erg lang. Het volstaat te zeggen dat alleen zeldzame organismen zich kunnen ontwikkelen in een omgeving zonder calcium, en dat andere organismen voor 38% uit dit element bestaan ​​(het menselijk lichaam bevat slechts ongeveer 2% calcium).

Biologische eigenschappen

Calcium is een van de biogene elementen; de verbindingen ervan worden in bijna alle levende organismen aangetroffen (weinig organismen kunnen zich ontwikkelen in een omgeving zonder calcium), waardoor de normale loop van levensprocessen wordt gewaarborgd. Het twintigste element is aanwezig in alle weefsels en vloeistoffen van dieren en planten; het grootste deel ervan (in gewervelde organismen, inclusief mensen) zit in het skelet en de tanden in de vorm van fosfaten (bijvoorbeeld hydroxyapatiet Ca5(PO4)3OH of 3Ca3 (PO4)2Ca(OH)2). Het gebruik van het twintigste element als bouwmateriaal voor botten en tanden is te danken aan het feit dat er geen calciumionen in de cel worden gebruikt. De calciumconcentratie wordt gecontroleerd door speciale hormonen; hun gecombineerde werking behoudt de botstructuur. De skeletten van de meeste groepen ongewervelde dieren (weekdieren, koralen, sponzen en andere) zijn opgebouwd uit verschillende vormen van calciumcarbonaat CaCO3 (kalk). Veel ongewervelde dieren slaan calcium op voordat ze vervellen om een ​​nieuw skelet op te bouwen of om vitale functies in ongunstige omstandigheden te garanderen. Dieren ontvangen calcium uit voedsel en water, en planten - uit de bodem en met betrekking tot dit element zijn ze onderverdeeld in calcipielen en calcepfoben.

De ionen van dit belangrijke micro-element zijn betrokken bij bloedstollingsprocessen en zorgen ook voor een constante osmotische druk van het bloed. Bovendien is calcium noodzakelijk voor de vorming van een aantal celstructuren, het handhaven van de normale permeabiliteit van de buitenste celmembranen, voor de bevruchting van eieren van vissen en andere dieren, en voor de activering van een aantal enzymen (misschien is deze omstandigheid te wijten aan het feit dat calcium magnesiumionen vervangt). Calciumionen brengen excitatie over naar de spiervezels, waardoor deze samentrekken, de kracht van hartcontracties verhogen, de fagocytische functie van leukocyten verhogen, het systeem van beschermende bloedeiwitten activeren, exocytose reguleren, inclusief de uitscheiding van hormonen en neurotransmitters. Calcium beïnvloedt de doorlaatbaarheid van bloedvaten - zonder dit element zouden vetten, lipiden en cholesterol zich op de wanden van bloedvaten nestelen. Calcium bevordert de afgifte van zouten van zware metalen en radionucliden uit het lichaam en vervult antioxiderende functies. Calcium beïnvloedt het voortplantingssysteem, heeft een antistresseffect en heeft een antiallergische werking.

Het calciumgehalte in het lichaam van een volwassene (met een gewicht van 70 kg) is 1,7 kg (voornamelijk in de intercellulaire substantie van botweefsel). De behoefte aan dit element is afhankelijk van de leeftijd: voor volwassenen is de benodigde dagelijkse inname van 800 tot 1.000 milligram, voor kinderen van 600 tot 900 milligram. Voor kinderen is het vooral belangrijk om de benodigde dosis te consumeren voor intensieve botgroei en -ontwikkeling. De belangrijkste bron van calcium in het lichaam zijn melk en zuivelproducten; de rest van calcium komt uit vlees, vis en sommige plantaardige producten (vooral peulvruchten). Absorptie van calciumkationen vindt plaats in de dikke en dunne darm; de absorptie wordt vergemakkelijkt door een zure omgeving, vitamine C en D, lactose (melkzuur) en onverzadigde vetzuren. Op hun beurt verminderen aspirine, oxaalzuur en oestrogeenderivaten de verteerbaarheid van het twintigste element aanzienlijk. In combinatie met oxaalzuur produceert calcium dus in water onoplosbare verbindingen die componenten zijn van nierstenen. De rol van magnesium in het calciummetabolisme is groot: door het tekort wordt calcium uit de botten "weggespoeld" en afgezet in de nieren (nierstenen) en spieren. Over het algemeen heeft het lichaam een ​​complex systeem voor het opslaan en vrijgeven van het twintigste element; om deze reden wordt het calciumgehalte in het bloed nauwkeurig gereguleerd en met de juiste voeding komt er geen tekort of teveel voor. Een langdurig calciumdieet kan krampen, gewrichtspijn, constipatie, vermoeidheid, slaperigheid en groeivertraging veroorzaken. Een langdurig gebrek aan calcium in de voeding leidt tot de ontwikkeling van osteoporose. Nicotine, cafeïne en alcohol zijn enkele van de oorzaken van calciumgebrek in het lichaam, omdat ze bijdragen aan de intensieve uitscheiding ervan in de urine. Een teveel aan het twintigste element (of vitamine D) leidt echter tot negatieve gevolgen: er ontstaat hypercalciëmie, met als gevolg een intense verkalking van botten en weefsels (vooral met gevolgen voor het urinestelsel). Een langdurig calciumoverschot verstoort de werking van spier- en zenuwweefsels, verhoogt de bloedstolling en vermindert de opname van zink door botcellen. Artrose, cataract en bloeddrukproblemen kunnen voorkomen. Uit het bovenstaande kunnen we concluderen dat de cellen van plantaardige en dierlijke organismen strikt gedefinieerde verhoudingen van calciumionen nodig hebben.

In de farmacologie en geneeskunde worden calciumverbindingen gebruikt voor de vervaardiging van vitamines, tabletten, pillen, injecties, antibiotica, maar ook voor de vervaardiging van ampullen en medische gebruiksvoorwerpen.

Het blijkt dat een vrij veel voorkomende oorzaak van mannelijke onvruchtbaarheid een tekort aan calcium in het lichaam is! Feit is dat de kop van het sperma een pijlvormige formatie heeft, die volledig uit calcium bestaat; met een voldoende hoeveelheid van dit element kan het sperma het membraan overwinnen en het ei bevruchten; als er onvoldoende hoeveelheid is, onvruchtbaarheid komt voor.

Amerikaanse wetenschappers hebben ontdekt dat een tekort aan calciumionen in het bloed leidt tot een verzwakt geheugen en een verminderde intelligentie. Uit het bekende Amerikaanse tijdschrift Science News werd bijvoorbeeld bekend dat experimenten bevestigden dat katten alleen een geconditioneerde reflex ontwikkelen als hun hersencellen meer calcium dan bloed bevatten.

De in de landbouw zeer gewaardeerde verbinding calciumcyanamide wordt niet alleen gebruikt als stikstofmeststof en als bron van ureum – een waardevolle meststof en grondstof voor de productie van kunstharsen, maar ook als stof waarmee het mogelijk was de productie van kunstharsen te mechaniseren. oogsten van katoenvelden. Feit is dat de katoenplant na behandeling met dit middel onmiddellijk zijn bladeren afwerpt, waardoor mensen het katoenplukken aan machines kunnen overlaten.

Als het gaat om voedingsmiddelen die rijk zijn aan calcium, worden altijd zuivelproducten genoemd, maar melk zelf bevat 120 mg (koe) tot 170 mg (schapen) calcium per 100 g; kwark is nog armer - slechts 80 mg per 100 gram. Van de zuivelproducten bevat alleen kaas 730 mg (Gouda) tot 970 mg (Emmenthal) calcium per 100 g product. De recordhouder voor de inhoud van het twintigste element is echter papaver - 100 gram maanzaad bevat bijna 1.500 mg calcium!

Calciumchloride CaCl2, dat bijvoorbeeld in koeleenheden wordt gebruikt, is een afvalproduct van veel chemisch-technologische processen, in het bijzonder de grootschalige productie van frisdrank. Ondanks het wijdverbreide gebruik van calciumchloride op verschillende gebieden is het verbruik ervan echter aanzienlijk lager dan de productie. Om deze reden worden bijvoorbeeld in de buurt van frisdrankfabrieken hele meren van calciumchloridepekel gevormd. Dergelijke opslagvijvers zijn niet ongewoon.

Om te begrijpen hoeveel calciumverbindingen er worden geconsumeerd, is het de moeite waard om slechts een paar voorbeelden te geven. Bij de staalproductie wordt kalk gebruikt om fosfor, silicium, mangaan en zwavel te verwijderen; bij het zuurstofconverterproces wordt per ton staal 75 kilogram kalk verbruikt! Een ander voorbeeld komt uit een heel ander gebied: de voedingsindustrie. Bij de suikerproductie laat men ruwe suikerstroop reageren met kalk, waarbij calciumsucrose ontstaat. Rietsuiker heeft dus meestal ongeveer 3-5 kg ​​limoen per ton nodig, en bietsuiker - honderd keer meer, dat wil zeggen ongeveer een halve ton limoen per ton suiker!

De ‘hardheid’ van water is een aantal eigenschappen die de daarin opgeloste calcium- en magnesiumzouten water geven. Stijfheid is verdeeld in tijdelijk en permanent. Tijdelijke of carbonaathardheid wordt veroorzaakt door de aanwezigheid van oplosbare koolwaterstoffen Ca(HCO3)2 en Mg(HCO3)2 in water. Het is heel gemakkelijk om van de carbonaathardheid af te komen: wanneer water wordt gekookt, veranderen bicarbonaten in in water onoplosbare calcium- en magnesiumcarbonaten, waardoor ze neerslaan. Permanente hardheid wordt gecreëerd door sulfaten en chloriden van dezelfde metalen, maar het wegwerken ervan is veel moeilijker. Hard water is niet zozeer gevaarlijk omdat het de vorming van zeepsop verhindert en daardoor kleding slechter wast; veel erger is dat het een kalklaag vormt in stoomketels en ketelsystemen, waardoor de efficiëntie ervan afneemt en tot noodsituaties leidt. Wat interessant is, is dat ze in het oude Rome wisten hoe ze de hardheid van water moesten bepalen. Als reagens werd rode wijn gebruikt - de kleurstoffen ervan vormen een neerslag met calcium- en magnesiumionen.

Het proces van het voorbereiden van calcium voor opslag is erg interessant. Calciummetaal wordt lange tijd opgeslagen in de vorm van stukjes met een gewicht van 0,5 tot 60 kg. Deze “blokken” worden verpakt in papieren zakken en vervolgens in gegalvaniseerde ijzeren containers met gesoldeerde en geverfde naden geplaatst. Goed gesloten containers worden in houten kisten geplaatst. Stukken die minder dan een halve kilo wegen, kunnen niet lang worden bewaard - wanneer ze worden geoxideerd, veranderen ze snel in oxide, hydroxide en calciumcarbonaat.

Verhaal

Calciummetaal werd relatief recent verkregen - in 1808, maar de mensheid is al heel lang bekend met verbindingen van dit metaal. Sinds de oudheid hebben mensen kalksteen, krijt, marmer, albast, gips en andere calciumhoudende verbindingen gebruikt in de bouw en de geneeskunde. Kalksteen CaCO3 was hoogstwaarschijnlijk het eerste bouwmateriaal dat door de mens werd gebruikt. Het werd gebruikt bij de bouw van de Egyptische piramides en de Chinese Muur. Veel tempels en kerken in Rus, evenals de meeste gebouwen in het oude Moskou, zijn gebouwd met behulp van kalksteen - een witte steen. Zelfs in de oudheid ontving iemand door het verbranden van kalksteen ongebluste kalk (CaO), zoals blijkt uit de werken van Plinius de Oudere (1e eeuw na Christus) en Dioscorides, een arts in het Romeinse leger, aan wie hij calciumoxide in zijn lichaam introduceerde. essay "Over medicijnen." de naam "ongemakkelijke kalk", die tot op de dag van vandaag bewaard is gebleven. En dit alles ondanks het feit dat zuiver calciumoxide voor het eerst werd beschreven door de Duitse scheikundige I. Pas in 1746, en in 1755, onthulde de scheikundige J. Black, die het bakproces bestudeerde, dat het verlies van kalksteenmassa tijdens het bakken optreedt als gevolg van tot de uitstoot van koolstofdioxidegas:

CaCO3 ↔ CO2 + CaO

De Egyptische mortels die in de piramides van Gizeh werden gebruikt, waren gebaseerd op gedeeltelijk gedehydrateerd gips CaSO4 · 2H2O of, met andere woorden, albast 2CaSO4∙H2O. Het is ook de basis van al het gips in het graf van Toetanchamon. De Egyptenaren gebruikten gebrand gips (albast) als bindmiddel bij de constructie van irrigatiestructuren. Door natuurlijk gips bij hoge temperaturen te verbranden, bereikten Egyptische bouwers de gedeeltelijke uitdroging ervan, en niet alleen water, maar ook zwavelzuuranhydride werd van het molecuul afgesplitst. Vervolgens werd bij verdunning met water een zeer sterke massa verkregen die niet bang was voor water- en temperatuurschommelingen.

De Romeinen kunnen met recht de uitvinders van beton worden genoemd, omdat ze in hun gebouwen een van de varianten van dit bouwmateriaal gebruikten: een mengsel van steenslag, zand en kalk. Er is een beschrijving door Plinius de Oudere van de constructie van reservoirs uit dergelijk beton: “Om reservoirs te bouwen, neem je vijf delen puur grindzand, twee delen van de beste gebluste kalk en fragmenten silex (harde lava) die niet meer wegen dan een kilo. stamp elk stuk, na het mengen, verdicht de bodem en zijoppervlakken met de slagen van een ijzeren stamper " In het vochtige klimaat van Italië was beton het meest veerkrachtige materiaal.

Het blijkt dat de mensheid zich al lang bewust is van calciumverbindingen, die ze op grote schaal consumeren. Tot het einde van de 18e eeuw beschouwden scheikundigen kalk echter als een eenvoudige vaste stof; pas op de drempel van de nieuwe eeuw begon de studie van de aard van kalk en andere calciumverbindingen. Dus suggereerde Stahl dat kalk een complex lichaam was dat bestond uit aardse en waterige principes, en Black stelde het verschil vast tussen bijtende kalk en koolzuurhoudende kalk, die ‘vaste lucht’ bevatte. Antoine Laurent Lavoisier classificeerde kalkhoudende aarde (CaO) als een element, dat wil zeggen als een eenvoudige substantie, hoewel hij in 1789 suggereerde dat kalk, magnesiumoxide, bariet, aluminiumoxide en silica complexe stoffen zijn. Dit kan echter alleen worden bewezen door het ontbinden van de “hardnekkige aarde” (calciumoxide). En de eerste persoon die hierin slaagde was Humphry Davy. Na de succesvolle ontleding van kalium- en natriumoxiden door elektrolyse besloot de scheikundige op dezelfde manier aardalkalimetalen te verkrijgen. De eerste pogingen waren echter niet succesvol: de Engelsman probeerde kalk te ontleden door elektrolyse in de lucht en onder een laag olie, calcineerde vervolgens de kalk met metallisch kalium in een buis en voerde vele andere experimenten uit, maar het mocht niet baten. Ten slotte verkreeg hij in een apparaat met een kwikkathode een amalgaam door elektrolyse van kalk, en daaruit metallisch calcium. Al snel werd deze methode voor het verkrijgen van metaal verbeterd door I. Berzelius en M. Pontin.

Het nieuwe element kreeg zijn naam van het Latijnse woord "calx" (in het genitief calcis) - kalk, zachte steen. Calx was de naam die werd gegeven aan krijt, kalksteen, meestal kiezelsteen, maar meestal mortel op kalkbasis. Dit concept werd ook gebruikt door oude auteurs (Vitruvius, Plinius de Oudere, Dioscorides), die het verbranden van kalksteen, het blussen van kalk en het bereiden van mortels beschreven. Later duidde "calx" in de kring van alchemisten het product van schieten in het algemeen aan - in het bijzonder metalen. Metaaloxiden werden bijvoorbeeld metallische kalk genoemd, en het bakproces zelf werd calcineren genoemd. In de oude Russische receptliteratuur wordt het woord kal (vuil, klei) gevonden, dus in de collectie van de Trinity-Sergius Lavra (XV eeuw) wordt gezegd: "vind uitwerpselen, daaruit creëren ze het goud van de smeltkroes." Pas later werd het woord ontlasting, dat ongetwijfeld verwant is aan het woord "calx", synoniem met het woord mest. In de Russische literatuur van het begin van de 19e eeuw werd calcium soms de basis van kalkrijke aarde genoemd, kalk (Shcheglov, 1830), verkalking (Iovsky), calcium, calcium (Hess).

In de natuur zijn

Calcium is een van de meest voorkomende elementen op onze planeet - het vijfde qua kwantitatieve gehalte in de natuur (van niet-metalen komt alleen zuurstof vaker voor - 49,5% en silicium - 25,3%) en het derde van de metalen (alleen aluminium komt vaker voor - 7,5% en ijzer - 5,08%). Clarke (het gemiddelde calciumgehalte in de aardkorst) varieert volgens verschillende schattingen van 2,96 massaprocent tot 3,38%, we kunnen met zekerheid zeggen dat dit cijfer ongeveer 3% is. De buitenste schil van het calciumatoom heeft twee valentie-elektronen, waarvan de verbinding met de kern tamelijk zwak is. Om deze reden is calcium zeer chemisch reactief en komt het niet in vrije vorm in de natuur voor. Het migreert echter actief en hoopt zich op in verschillende geochemische systemen, waarbij ongeveer 400 mineralen worden gevormd: silicaten, aluminosilicaten, carbonaten, fosfaten, sulfaten, borosilicaten, molybdaten, chloriden en andere, en staat op de vierde plaats in deze indicator. Wanneer basaltmagma's smelten, hoopt calcium zich op in de smelt en wordt het opgenomen in de samenstelling van de belangrijkste gesteentevormende mineralen, tijdens de fractionering waarvan het gehalte afneemt tijdens de differentiatie van magma van basisch naar zuur gesteente. Calcium bevindt zich voor het grootste deel in het onderste deel van de aardkorst en hoopt zich op in basisgesteenten (6,72%); er zit weinig calcium in de aardmantel (0,7%) en waarschijnlijk nog minder in de kern van de aarde (in ijzermeteorieten die vergelijkbaar zijn met de kern is het twintigste element slechts 0,02%).

Het is waar dat de hoeveelheid calcium in steenmeteorieten 1,4% is (zeldzaam calciumsulfide wordt gevonden), in middelgrote rotsen is dit 4,65%, en zure rotsen bevatten 1,58% calcium per gewicht. Het grootste deel van calcium zit in silicaten en aluminosilicaten van verschillende gesteenten (granieten, gneis, enz.), vooral in veldspaat - anorthiet Ca, evenals diopside CaMg, wollastoniet Ca3. In de vorm van sedimentair gesteente worden calciumverbindingen weergegeven door krijt en kalksteen, voornamelijk bestaande uit het mineraal calciet (CaCO3).

Calciumcarbonaat CaCO3 is een van de meest voorkomende verbindingen op aarde; calciumcarbonaatmineralen bedekken ongeveer 40 miljoen vierkante kilometer van het aardoppervlak. In veel delen van het aardoppervlak zijn er aanzienlijke sedimentaire afzettingen van calciumcarbonaat, die werden gevormd uit de overblijfselen van oude mariene organismen - krijt, marmer, kalksteen, schelpenrotsen - dit alles is CaCO3 met kleine onzuiverheden, en calciet is puur CaCO3. De belangrijkste van deze mineralen is kalksteen, of beter gezegd kalksteen - omdat elke afzetting verschilt in dichtheid, samenstelling en hoeveelheid onzuiverheden. Schelpengesteente is bijvoorbeeld kalksteen van organische oorsprong, en calciumcarbonaat, dat minder onzuiverheden bevat, vormt transparante kristallen van kalksteen of IJslands spar. Krijt is een ander veel voorkomend type calciumcarbonaat, maar marmer, een kristallijne vorm van calciet, komt veel minder vaak voor in de natuur. Het is algemeen aanvaard dat marmer in oude geologische tijdperken uit kalksteen werd gevormd. Terwijl de aardkorst bewoog, raakten individuele afzettingen van kalksteen begraven onder lagen van ander gesteente. Onder invloed van hoge druk en temperatuur vond het herkristallisatieproces plaats en veranderde de kalksteen in een dichtere kristallijne rots - marmer. Bizarre stalactieten en stalagmieten zijn het mineraal aragoniet, een ander type calciumcarbonaat. Orthorhombisch aragoniet wordt gevormd in warme zeeën - enorme lagen calciumcarbonaat in de vorm van aragoniet worden gevormd in de Bahama's, de Florida Keys en het Rode Zeebekken. Ook vrij wijdverspreid zijn calciummineralen zoals fluoriet CaF2, dolomiet MgCO3 CaCO3, anhydriet CaSO4, fosforiet Ca5(PO4)3(OH,CO3) (met verschillende onzuiverheden) en apatieten Ca5(PO4)3(F,Cl,OH) - vormen van calciumfosfaat, albast CaSO4 0,5H2O en gips CaSO4 2H2O (vormen van calciumsulfaat) en andere. Calciumhoudende mineralen bevatten isomorf vervangende onzuiverheidselementen (bijvoorbeeld natrium, strontium, zeldzame aardmetalen, radioactieve en andere elementen).

Een grote hoeveelheid van het twintigste element wordt aangetroffen in natuurlijke wateren vanwege het bestaan ​​van een mondiaal ‘carbonaatevenwicht’ tussen slecht oplosbaar CaCO3, zeer oplosbaar Ca(HCO3)2 en CO2 in water en lucht:

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

Deze reactie is omkeerbaar en vormt de basis voor de herverdeling van het twintigste element - bij een hoog kooldioxidegehalte in water is calcium in oplossing, en bij een laag CO2-gehalte slaat het mineraal calciet CaCO3 neer, waardoor dikke afzettingen van kalksteen en krijt ontstaan. en marmer.

Een aanzienlijke hoeveelheid calcium maakt deel uit van levende organismen, bijvoorbeeld hydroxyapatiet Ca5(PO4)3OH, of, in een ander artikel, 3Ca3(PO4)2 Ca(OH)2 - de basis van het botweefsel van gewervelde dieren, inclusief mensen. Calciumcarbonaat CaCO3 is het hoofdbestanddeel van de schelpen en schelpen van veel ongewervelde dieren, eierschalen, koralen en zelfs parels.

Sollicitatie

Calciummetaal wordt vrij zelden gebruikt. Kortom, dit metaal (evenals zijn hydride) wordt gebruikt bij de metallothermische productie van moeilijk te reduceren metalen - uranium, titanium, thorium, zirkonium, cesium, rubidium en een aantal zeldzame aardmetalen uit hun verbindingen (oxiden of halogeniden ). Calcium wordt gebruikt als reductiemiddel bij de productie van nikkel, koper en roestvrij staal. Het twintigste element wordt ook gebruikt voor de deoxidatie van staal, brons en andere legeringen, voor het verwijderen van zwavel uit aardolieproducten, voor het dehydrateren van organische oplosmiddelen, voor het zuiveren van argon van stikstofverontreinigingen en als gasabsorbeerder in elektrische vacuümapparaten. Calciummetaal wordt gebruikt bij de productie van antifrictielegeringen van het Pb-Na-Ca-systeem (gebruikt in lagers), evenals een Pb-Ca-legering die wordt gebruikt voor de vervaardiging van elektrische kabelmantels. Silicocalciumlegering (Ca-Si-Ca) wordt gebruikt als desoxidatiemiddel en ontgassingsmiddel bij de productie van kwaliteitsstaal. Calcium wordt zowel gebruikt als legeringselement voor aluminiumlegeringen als als modificerend additief voor magnesiumlegeringen. De introductie van calcium verhoogt bijvoorbeeld de sterkte van aluminium lagers. Zuiver calcium wordt ook gebruikt om lood te legeren, dat wordt gebruikt voor de productie van accuplaten en onderhoudsvrije loodzuurstartaccu's met lage zelfontlading. Ook wordt metallisch calcium gebruikt voor de productie van hoogwaardige calciumbabbits BKA. Met behulp van calcium wordt het koolstofgehalte in gietijzer gereguleerd, wordt bismut uit lood verwijderd en wordt het staal gezuiverd van zuurstof, zwavel en fosfor. Calcium, evenals zijn legeringen met aluminium en magnesium, worden in thermische elektrische back-upbatterijen gebruikt als anode (bijvoorbeeld calciumchromaatelement).

Verbindingen van het twintigste element worden echter veel breder gebruikt. En in de eerste plaats hebben we het over natuurlijke calciumverbindingen. Een van de meest voorkomende calciumverbindingen op aarde is CaCO3-carbonaat. Zuiver calciumcarbonaat is het mineraal calciet, en kalksteen, krijt, marmer en schelpengesteente zijn CaCO3 met kleine onzuiverheden. Gemengd calcium- en magnesiumcarbonaat wordt dolomiet genoemd. Kalksteen en dolomiet worden vooral gebruikt als bouwmateriaal, wegdek of bodemontzuurder. Calciumcarbonaat CaCO3 is nodig voor de productie van calciumoxide (gebluste kalk) CaO en calciumhydroxide (gebluste kalk) Ca(OH)2. CaO en Ca(OH)2 zijn op hun beurt de belangrijkste stoffen in veel gebieden van de chemische, metallurgische en machinebouwindustrie - calciumoxide, zowel in vrije vorm als als onderdeel van keramische mengsels, wordt gebruikt bij de productie van vuurvaste materialen; De pulp- en papierindustrie heeft enorme hoeveelheden calciumhydroxide nodig. Bovendien wordt Ca(OH)2 gebruikt bij de productie van bleekmiddel (een goed bleek- en ontsmettingsmiddel), Berthollet-zout, frisdrank en sommige pesticiden om plantenplagen te bestrijden. Bij de productie van staal wordt een enorme hoeveelheid kalk verbruikt - om zwavel, fosfor, silicium en mangaan te verwijderen. Een andere rol van kalk in de metallurgie is de productie van magnesium. Kalk wordt ook gebruikt als smeermiddel bij het trekken van staaldraad en het neutraliseren van beitsvloeistoffen die zwavelzuur bevatten. Bovendien is kalk het meest voorkomende chemische reagens bij de behandeling van drink- en industriewater (samen met aluin- of ijzerzouten coaguleert het suspensies en verwijdert het sediment, en verzacht het ook water door tijdelijke - bicarbonaat - hardheid te verwijderen). In het dagelijks leven en in de geneeskunde wordt neergeslagen calciumcarbonaat gebruikt als zuurneutralisator, een mild schuurmiddel in tandpasta's, een bron van extra calcium in diëten, een bestanddeel van kauwgom en een vulmiddel in cosmetica. CaCO3 wordt ook gebruikt als vulstof in rubbers, latexen, verven en emails, evenals in kunststoffen (ongeveer 10% van het gewicht) om hun hittebestendigheid, stijfheid, hardheid en verwerkbaarheid te verbeteren.

Calciumfluoride CaF2 is van bijzonder belang, omdat het in de vorm van een mineraal (fluoriet) de enige industrieel belangrijke bron van fluor is! Calciumfluoride (fluoriet) wordt gebruikt in de vorm van enkele kristallen in de optica (astronomische objectieven, lenzen, prisma's) en als lasermateriaal. Feit is dat glazen die alleen uit calciumfluoride zijn gemaakt, doorlaatbaar zijn voor het hele spectrumgebied. Calciumwolframaat (scheeliet) in de vorm van enkele kristallen wordt gebruikt in de lasertechnologie en ook als scintillator. Niet minder belangrijk is calciumchloride CaCl2 - een bestanddeel van pekelwater voor koelunits en voor het vullen van banden van tractoren en andere voertuigen. Met behulp van calciumchloride worden wegen en trottoirs sneeuw- en ijsvrij gemaakt; deze verbinding wordt gebruikt om steenkool en erts te beschermen tegen bevriezing tijdens transport en opslag; hout wordt geïmpregneerd met de oplossing om het brandwerend te maken. CaCl2 wordt in betonmengsels gebruikt om het begin van het uitharden te versnellen en de begin- en eindsterkte van beton te vergroten.

Kunstmatig geproduceerd calciumcarbide CaC2 (door calcinering van calciumoxide met cokes in elektrische ovens) wordt gebruikt om acetyleen te produceren en metalen te reduceren, evenals om calciumcyanamide te produceren, dat op zijn beurt ammoniak vrijgeeft onder invloed van waterdamp. Daarnaast wordt calciumcyanamide gebruikt voor de productie van ureum, een waardevolle meststof en grondstof voor de productie van kunstharsen. Door calcium te verwarmen in een waterstofatmosfeer wordt CaH2 (calciumhydride) verkregen, dat wordt gebruikt in de metallurgie (metallothermie) en bij de productie van waterstof in het veld (uit 1 kilogram calciumhydride kan meer dan een kubieke meter waterstof worden gewonnen ), waarmee bijvoorbeeld ballonnen worden gevuld. In de laboratoriumpraktijk wordt calciumhydride gebruikt als energetisch reductiemiddel. Het insecticide calciumarsenaat, dat wordt verkregen door arseenzuur met kalk te neutraliseren, wordt veel gebruikt ter bestrijding van katoenkever, fruitmot, tabaksworm en coloradokever. Belangrijke fungiciden zijn kalksulfaatsprays en Bordeaux-mengsels, die zijn gemaakt van kopersulfaat en calciumhydroxide.

Productie

De eerste persoon die calciummetaal verkreeg, was de Engelse chemicus Humphry Davy. In 1808 elektrolyseerde hij een mengsel van nat gebluste kalk Ca(OH)2 met kwikoxide HgO op een platinaplaat die als anode diende (een platinadraad ondergedompeld in kwik fungeerde als kathode), waardoor Davy calcium verkreeg. amalgaam door er kwik uit te verwijderen, verkreeg de scheikundige een nieuw metaal, dat hij calcium noemde.

In de moderne industrie wordt vrij metallisch calcium verkregen door elektrolyse van een smelt van calciumchloride CaCl2, waarvan het aandeel 75-85% is, en kaliumchloride KCl (het is mogelijk om een ​​mengsel van CaCl2 en CaF2 te gebruiken) of door aluminothermische reductie calciumoxide CaO bij een temperatuur van 1.170-1.200 °C. Het voor de elektrolyse benodigde zuivere watervrije calciumchloride wordt verkregen door calciumoxide te chloreren bij verhitting in aanwezigheid van steenkool of door CaCl2∙6H2O, verkregen door de inwerking van zoutzuur op kalksteen, te dehydrateren. Het elektrolytische proces vindt plaats in een elektrolysebad, waarin droog calciumchloridezout, vrij van onzuiverheden, en kaliumchloride, nodig om het smeltpunt van het mengsel te verlagen, worden geplaatst. Boven het bad worden grafietblokken geplaatst - de anode, een gietijzeren of stalen bad gevuld met een koper-calciumlegering, fungeert als kathode. Tijdens het elektrolyseproces gaat calcium over in de koper-calciumlegering, waardoor deze aanzienlijk wordt verrijkt; een deel van de verrijkte legering wordt voortdurend verwijderd; in plaats daarvan wordt een legering toegevoegd die verarmd is aan calcium (30-35% Ca), terwijl tegelijkertijd chloor ontstaat een chloor-luchtmengsel (anodegassen), dat vervolgens naar de chlorering van kalkmelk gaat. De verrijkte koper-calciumlegering kan direct als legering worden gebruikt of voor zuivering (destillatie) worden verzonden, waarbij metallisch calcium met nucleaire zuiverheid daaruit wordt verkregen door destillatie in vacuüm (bij een temperatuur van 1.000-1.080 ° C en een restdruk van 13-20 kPa). Om calcium met hoge zuiverheid te verkrijgen, wordt het tweemaal gedestilleerd. Het elektrolyseproces wordt uitgevoerd bij een temperatuur van 680-720 °C. Feit is dat dit de meest optimale temperatuur is voor het elektrolytproces - bij een lagere temperatuur drijft de met calcium verrijkte legering naar het oppervlak van de elektrolyt, en bij een hogere temperatuur lost calcium op in de elektrolyt onder vorming van CaCl. Tijdens elektrolyse met vloeibare kathodes uit legeringen van calcium en lood of calcium en zink, legeringen van calcium met lood (voor lagers) en met zink (voor de productie van schuimbeton - wanneer de legering reageert met vocht komt waterstof vrij en ontstaat er een poreuze structuur ) worden direct verkregen. Soms wordt het proces uitgevoerd met een gekoelde ijzeren kathode, die alleen in contact komt met het oppervlak van de gesmolten elektrolyt. Terwijl calcium vrijkomt, wordt de kathode geleidelijk omhoog gebracht en wordt een staaf (50-60 cm) calcium uit de smelt getrokken, beschermd tegen zuurstof uit de lucht door een laag gestold elektrolyt. De “aanraakmethode” produceert calcium dat sterk verontreinigd is met calciumchloride, ijzer, aluminium en natrium; zuivering wordt uitgevoerd door smelten in een argonatmosfeer.

Een andere methode voor de productie van calcium - metallothermisch - werd in 1865 theoretisch gerechtvaardigd door de beroemde Russische chemicus N. N. Beketov. De aluminotherme methode is gebaseerd op de reactie:

6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca

Uit een mengsel van calciumoxide en aluminiumpoeder worden briketten geperst, in een chroomnikkelstalen retort geplaatst en het resulterende calcium wordt bij 1.170-1.200 °C en een restdruk van 0,7-2,6 Pa afgedestilleerd. Calcium wordt verkregen in de vorm van stoom, die vervolgens op een koud oppervlak wordt gecondenseerd. De aluminotherme methode voor de productie van calcium wordt gebruikt in China, Frankrijk en een aantal andere landen. De VS waren de eersten die tijdens de Tweede Wereldoorlog de metallothermische methode gebruikten om calcium op industriële schaal te produceren. Op dezelfde manier kan calcium worden verkregen door CaO te reduceren met ferrosilicium of silicoaluminium. Calcium wordt geproduceerd in de vorm van blokken of platen met een zuiverheid van 98-99%.

Bij beide methoden zijn er voor- en nadelen. De elektrolytische methode is multifunctioneel, energie-intensief (40-50 kWh energie wordt verbruikt per 1 kg calcium) en is ook niet milieuvriendelijk, omdat er een grote hoeveelheid reagentia en materialen nodig is. De calciumopbrengst bedraagt ​​bij deze methode echter 70-80%, terwijl bij de aluminotherme methode de opbrengst slechts 50-60% bedraagt. Bovendien is het nadeel van de metallothermische methode voor het verkrijgen van calcium dat herhaalde destillatie moet worden uitgevoerd, en het voordeel is een laag energieverbruik en de afwezigheid van schadelijke emissies van gas en vloeistoffen.

Nog niet zo lang geleden werd een nieuwe methode voor de productie van calciummetaal ontwikkeld - deze is gebaseerd op de thermische dissociatie van calciumcarbide: carbide dat in een vacuüm tot 1.750 °C wordt verwarmd, valt uiteen en vormt calciumdamp en vast grafiet.

Tot het midden van de 20e eeuw werd calciummetaal in zeer kleine hoeveelheden geproduceerd, omdat het vrijwel geen toepassing vond. In de Verenigde Staten van Amerika werd tijdens de Tweede Wereldoorlog bijvoorbeeld niet meer dan 25 ton calcium geconsumeerd, en in Duitsland slechts 5-10 ton. Pas in de tweede helft van de 20e eeuw, toen duidelijk werd dat calcium een ​​actief reductiemiddel is voor veel zeldzame en vuurvaste metalen, ontstond er een snelle toename van het verbruik (ongeveer 100 ton per jaar) en, als gevolg daarvan, de productie van dit metaal. begon. Met de ontwikkeling van de nucleaire industrie, waar calcium wordt gebruikt als onderdeel van de metallothermische reductie van uranium uit uraniumtetrafluoride (behalve in de Verenigde Staten, waar magnesium wordt gebruikt in plaats van calcium), is de vraag (ongeveer 2.000 ton per jaar) naar element nummer twintig, evenals de productie ervan, is enorm toegenomen. Op dit moment kunnen China, Rusland, Canada en Frankrijk worden beschouwd als de belangrijkste producenten van calciummetaal. Vanuit deze landen wordt calcium naar de VS, Mexico, Australië, Zwitserland, Japan, Duitsland en het VK gestuurd. De prijzen voor calciummetaal stegen gestaag totdat China het metaal in zulke hoeveelheden begon te produceren dat er een overschot van het twintigste element op de wereldmarkt ontstond, waardoor de prijs kelderde.

Fysieke eigenschappen

Wat is calciummetaal? Welke eigenschappen heeft dit element, verkregen in 1808 door de Engelse chemicus Humphry Davy, een metaal waarvan de massa in het lichaam van een volwassene tot 2 kilogram kan zijn?

De eenvoudige stof calcium is een zilverwit licht metaal. De dichtheid van calcium bedraagt ​​slechts 1,54 g/cm3 (bij een temperatuur van 20 °C), wat aanzienlijk minder is dan de dichtheid van ijzer (7,87 g/cm3), lood (11,34 g/cm3), goud (19,3 g/cm3). ) of platina (21,5 g/cm3). Calcium is zelfs lichter dan ‘gewichtloze’ metalen zoals aluminium (2,70 g/cm3) of magnesium (1,74 g/cm3). Er zijn maar weinig metalen die kunnen bogen op een dichtheid die lager is dan die van het twintigste element: natrium (0,97 g/cm3), kalium (0,86 g/cm3), lithium (0,53 g/cm3). De dichtheid van calcium komt sterk overeen met die van rubidium (1,53 g/cm3). Het smeltpunt van calcium is 851 °C, het kookpunt is 1.480 °C. Andere aardalkalimetalen hebben vergelijkbare smeltpunten (zij het iets lager) en kookpunten: strontium (770 °C en 1.380 °C) en barium (710 °C en 1.640 °C).

Metallisch calcium bestaat in twee allotrope modificaties: bij normale temperaturen tot 443 ° C is α-calcium stabiel met een kubisch vlak-gecentreerd rooster zoals koper, met parameters: a = 0,558 nm, z = 4, ruimtegroep Fm3m, atoomstraal 1,97 A, ionische Ca2+ straal 1,04 A; in het temperatuurbereik van 443-842 °C is β-calcium met een lichaamsgericht kubisch rooster van het α-ijzertype stabiel, met parameters a = 0,448 nm, z = 2, ruimtegroep Im3m. De standaardovergangsenthalpie van de α-modificatie naar de β-modificatie is 0,93 kJ/mol. De temperatuurcoëfficiënt van lineaire uitzetting voor calcium in het temperatuurbereik 0-300 °C is 22 10-6. De thermische geleidbaarheid van het twintigste element bij 20 °C is 125,6 W/(m·K) of 0,3 cal/(cm sec °C). De specifieke warmtecapaciteit van calcium in het bereik van 0 tot 100 ° C is 623,9 J/(kg K) of 0,149 cal/(g °C). De elektrische weerstand van calcium bij een temperatuur van 20° C is 4,6 10-8 ohm m of 4,6 10-6 ohm cm; temperatuurcoëfficiënt van elektrische weerstand van element nummer twintig is 4,57 10-3 (bij 20 °C). Calcium-elasticiteitsmodulus 26 H/m2 of 2600 kgf/mm2; treksterkte 60 MN/m2 (6 kgf/mm2); de elastische grens voor calcium is 4 MN/m2 of 0,4 kgf/mm2, de vloeigrens is 38 MN/m2 (3,8 kgf/mm2); relatieve verlenging van het twintigste element 50%; De calciumhardheid volgens Brinell is 200-300 MN/m2 of 20-30 kgf/mm2. Met een geleidelijke toename van de druk begint calcium de eigenschappen van een halfgeleider te vertonen, maar wordt het niet één in de volledige zin van het woord (tegelijkertijd is het niet langer een metaal). Met een verdere toename van de druk keert calcium terug naar de metallische toestand en begint het supergeleidende eigenschappen te vertonen (de temperatuur van supergeleiding is zes keer hoger dan die van kwik, en overtreft alle andere elementen in geleidbaarheid). Het unieke gedrag van calcium is in veel opzichten vergelijkbaar met strontium (dat wil zeggen: de parallellen in het periodiek systeem blijven bestaan).

De mechanische eigenschappen van elementair calcium verschillen niet van de eigenschappen van andere leden van de familie van metalen, die uitstekende structurele materialen zijn: calciummetaal met hoge zuiverheid is ductiel, gemakkelijk te persen en te rollen, tot draad getrokken, gesmeed en vatbaar voor snijden - het kan op een draaibank worden gedraaid. Ondanks al deze uitstekende eigenschappen van een bouwmateriaal is calcium echter niet één - de reden hiervoor is de hoge chemische activiteit. Het is waar dat we niet moeten vergeten dat calcium een ​​onvervangbaar structureel materiaal van botweefsel is, en dat de mineralen ervan al duizenden jaren een bouwmateriaal zijn.

Chemische eigenschappen

De configuratie van de buitenste elektronenschil van het calciumatoom is 4s2, wat de valentie 2 van het twintigste element in verbindingen bepaalt. Twee elektronen van de buitenste laag worden relatief gemakkelijk afgesplitst van de atomen, die veranderen in positieve dubbel geladen ionen. Om deze reden is calcium qua chemische activiteit slechts in geringe mate inferieur aan alkalimetalen (kalium, natrium, lithium). Net als laatstgenoemde reageert calcium, zelfs bij gewone kamertemperatuur, gemakkelijk met zuurstof, kooldioxide en vochtige lucht, waardoor het bedekt raakt met een dofgrijze film van een mengsel van CaO-oxide en Ca(OH)2-hydroxide. Daarom wordt calcium opgeslagen in een hermetisch afgesloten bakje onder een laagje minerale olie, vloeibare paraffine of kerosine. Bij verhitting in zuurstof en lucht ontbrandt calcium, brandt met een helderrode vlam en vormt het basische oxide CaO, een witte, zeer brandwerende stof met een smeltpunt van ongeveer 2.600 °C. Calciumoxide is in de techniek ook bekend als ongebluste kalk of gebrande kalk. Er werden ook calciumperoxiden – CaO2 en CaO4 – verkregen. Calcium reageert met water, waarbij waterstof vrijkomt (in een reeks standaardpotentialen bevindt calcium zich links van waterstof en is in staat dit uit water te verdringen) en de vorming van calciumhydroxide Ca(OH)2, en in koud water de reactie snelheid neemt geleidelijk af (als gevolg van de vorming van een slecht oplosbare laag calciumhydroxide op het metaaloppervlak):

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q

Calcium reageert energetischer met heet water, waarbij het waterstof snel verdringt en Ca(OH)2 vormt. Calciumhydroxide Ca(OH)2 is een sterke base, slecht oplosbaar in water. Een verzadigde oplossing van calciumhydroxide wordt kalkwater genoemd en is alkalisch. In de lucht wordt kalkwater snel troebel door de opname van kooldioxide en de vorming van onoplosbaar calciumcarbonaat. Ondanks zulke gewelddadige processen die plaatsvinden tijdens de interactie van het twintigste element met water, verloopt de reactie tussen calcium en water, in tegenstelling tot alkalimetalen, minder energetisch - zonder explosies of branden. Over het algemeen is de chemische activiteit van calcium lager dan die van andere aardalkalimetalen.

Calcium combineert actief met halogenen en vormt verbindingen van het CaX2-type - het reageert met fluor in de kou en met chloor en broom bij temperaturen boven 400 ° C, waardoor respectievelijk CaF2, CaCl2 en CaBr2 ontstaan. Deze halogeniden vormen zich in gesmolten toestand met calciummonohalogeniden van het CaX-type - CaF, CaCl, waarin calcium formeel eenwaardig is. Deze verbindingen zijn alleen stabiel boven de smelttemperaturen van dihalogeniden (ze disproportioneren bij afkoelen om Ca en CaX2 te vormen). Bovendien heeft calcium een ​​actieve interactie, vooral bij verhitting, met verschillende niet-metalen: met zwavel wordt bij verhitting calciumsulfide CaS verkregen, de laatste voegt zwavel toe en vormt polysulfiden (CaS2, CaS4 en andere); In interactie met droge waterstof bij een temperatuur van 300-400 °C vormt calcium het hydride CaH2 - een ionische verbinding waarin waterstof een anion is. Calciumhydride CaH2 is een witte zoutachtige substantie die heftig reageert met water, waarbij waterstof vrijkomt:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Bij verhitting (ongeveer 500 ° C) in een stikstofatmosfeer ontbrandt calcium en vormt nitride Ca3N2, bekend in twee kristallijne vormen: hoge temperatuur α en lage temperatuur β. Nitride Ca3N4 werd ook verkregen door calciumamide Ca(NH2)2 in vacuüm te verwarmen. Bij verhitting zonder toegang tot lucht met grafiet (koolstof), silicium of fosfor, levert calcium respectievelijk calciumcarbide CaC2, siliciden Ca2Si, Ca3Si4, CaSi, CaSi2 en fosfiden Ca3P2, CaP en CaP3 op. De meeste calciumverbindingen met niet-metalen worden gemakkelijk door water afgebroken:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

Met boor vormt calcium calciumboride CaB6, met chalcogenen - chalcogeniden CaS, CaSe, CaTe. Polychalcogeniden CaS4, CaS5, Ca2Te3 zijn ook bekend. Calcium vormt intermetaalverbindingen met verschillende metalen - aluminium, goud, zilver, koper, lood en andere. Omdat het een energetisch reductiemiddel is, verdringt calcium bij verhitting bijna alle metalen uit hun oxiden, sulfiden en halogeniden. Calcium lost goed op in vloeibare ammoniak NH3 en vormt een blauwe oplossing, waarbij bij verdamping ammoniak [Ca(NH3)6] vrijkomt - een goudkleurige vaste verbinding met metallische geleidbaarheid. Calciumzouten worden gewoonlijk verkregen door de interactie van zuuroxiden met calciumoxide, de werking van zuren op Ca(OH)2 of CaCO3, en uitwisselingsreacties in waterige oplossingen van elektrolyten. Veel calciumzouten zijn goed oplosbaar in water (CaCl2-chloride, CaBr2-bromide, CaI2-jodide en Ca(NO3)2-nitraat), ze vormen vrijwel altijd kristallijne hydraten. Onoplosbaar in water zijn fluoride CaF2, carbonaat CaCO3, sulfaat CaSO4, orthofosfaat Ca3(PO4)2, oxalaat CaC2O4 en enkele andere.

Geschiedenis van calcium

Calcium werd in 1808 ontdekt door Humphry Davy, die door elektrolyse van gebluste kalk en kwikoxide calciumamalgaam verkreeg als resultaat van het proces van het destilleren van kwik waaruit het metaal achterbleef, genaamd calcium. In Latijns limoen klinkt als calx, het was deze naam die door de Engelse chemicus werd gekozen voor de ontdekte stof.

Calcium is een element van de hoofdsubgroep II van groep IV van het periodiek systeem van chemische elementen D.I. Mendelejev heeft een atoomnummer van 20 en een atoommassa van 40,08. De geaccepteerde aanduiding is Ca (van het Latijn - Calcium).

Fysische en chemische eigenschappen

Calcium is een reactief zacht alkalimetaal met een zilverwitte kleur. Door de interactie met zuurstof en kooldioxide wordt het oppervlak van het metaal dof, dus calcium heeft een speciaal opslagregime nodig: een goed gesloten container waarin het metaal is gevuld met een laag vloeibare paraffine of kerosine.

Calcium is het meest bekende micro-element dat nodig is voor de mens; de dagelijkse behoefte hieraan varieert van 700 tot 1500 mg voor een gezonde volwassene, maar neemt toe tijdens de zwangerschap en borstvoeding; hiermee moet rekening worden gehouden en calcium moet worden verkregen in de vorm van preparaten.

In de natuur zijn

Calcium heeft een zeer hoge chemische activiteit en wordt daarom in zijn vrije (pure) vorm niet in de natuur aangetroffen. Het is echter de vijfde meest voorkomende stof in de aardkorst; het wordt aangetroffen in de vorm van verbindingen in sedimentair (kalksteen, krijt) en gesteenten (graniet); veldspaatanoriet bevat veel calcium.

Het is vrij wijdverspreid in levende organismen; de aanwezigheid ervan is aangetroffen in planten, dieren en mensen, waar het voornamelijk aanwezig is in tanden en botweefsel.

Calciumabsorptie

Een obstakel voor de normale opname van calcium uit voedsel is de consumptie van koolhydraten in de vorm van snoep en alkaliën, die het zoutzuur van de maag neutraliseren, wat nodig is om calcium op te lossen. Het proces van calciumabsorptie is behoorlijk complex, dus soms is het niet voldoende om het alleen uit voedsel te halen; extra inname van het micro-element is noodzakelijk.

Interactie met anderen

Om de opname van calcium in de darmen te verbeteren, is het noodzakelijk, wat het proces van calciumabsorptie neigt te vergemakkelijken. Als je calcium (in de vorm van supplementen) tijdens de maaltijd inneemt, wordt de opname geblokkeerd, maar het innemen van calciumsupplementen los van de voeding heeft op geen enkele manier invloed op dit proces.

Bijna al het calcium in het lichaam (1 tot 1,5 kg) wordt aangetroffen in botten en tanden. Calcium is betrokken bij de processen van prikkelbaarheid van zenuwweefsel, spiercontractiliteit, bloedstollingsprocessen, maakt deel uit van de kern en membranen van cellen, cel- en weefselvloeistoffen, heeft anti-allergische en ontstekingsremmende effecten, voorkomt acidose en activeert een aantal enzymen en hormonen. Calcium is ook betrokken bij de regulatie van de celmembraanpermeabiliteit en heeft het tegenovergestelde effect.

Tekenen van calciumtekort

Tekenen van calciumgebrek in het lichaam zijn de volgende, op het eerste gezicht niet-gerelateerde symptomen:

• nervositeit, verslechtering van de stemming;
• hartpalmus;
• convulsies, gevoelloosheid van ledematen;
• vertraging van de groei en kinderen;
• hoge bloeddruk;
• splijten en broosheid van nagels;
• gewrichtspijn, waardoor de “pijndrempel” wordt verlaagd;
• zware menstruatie.

Oorzaken van calciumtekort

Oorzaken van een calciumtekort kunnen zijn: onevenwichtige voeding (vooral vasten), een laag calciumgehalte in voedsel, roken en verslaving aan koffie en cafeïnehoudende dranken, dysbacteriose, nierziekte, schildklierziekte, zwangerschap, borstvoeding en menopauze.

Een teveel aan calcium, dat kan optreden bij overmatige consumptie van zuivelproducten of ongecontroleerd gebruik van medicijnen, wordt gekenmerkt door extreme dorst, misselijkheid, braken, verlies van eetlust, zwakte en vaker plassen.

Gebruik van calcium in het leven

Calcium heeft toepassing gevonden bij de metallotherme productie van uranium, in de vorm van natuurlijke verbindingen wordt het gebruikt als grondstof voor de productie van gips en cement, als desinfectiemiddel (bekende bleekmiddel).

Hoewel calcium zeer wijdverspreid is over de hele wereld, komt het in de natuur niet in vrije vorm voor.

Voordat we leren hoe je puur calcium kunt krijgen, moeten we eerst de natuurlijke calciumverbindingen leren kennen.

Calcium is een metaal. In het periodiek systeem van Mendelejev heeft calcium (Calcium), Ca atoomnummer 20 engevestigd in groep II. Dit is een chemisch actief element; het reageert gemakkelijk met zuurstof. Het heeft een zilverwitte kleur.

Natuurlijke calciumverbindingen

We vinden bijna overal calciumverbindingen.

Calciumcarbonaat, of calciumcarbonaat – het is de meest voorkomende calciumverbinding. De chemische formule is CaCO 3. Marmer, krijt, kalksteen, schelpengesteente - al deze stoffen bevatten calciumcarbonaat met een kleine hoeveelheid onzuiverheden. Er zitten helemaal geen onzuiverheden in calciet, waarvan de formule ook CaCO 3 is.

Calciumsulfaat ook wel calciumsulfaat genoemd. De chemische formule van calciumsulfaat is CaSO 4. Het ons bekende minerale gips is het kristallijne hydraat CaSO 4 2H 2 O.

Calciumfosfaat, orthofosforzuur calciumzout. Dit is het materiaal waaruit de botten van mens en dier zijn opgebouwd. Dit mineraal wordt tricalciumfosfaat Ca 3 (PO 4) 2 genoemd.

CalciumchlorideCaCl 2, oftewel calciumchloride, komt in de natuur voor in de vorm van het kristallijne hydraat CaCl 2 6H 2 O. Bij verhitting verliest deze verbinding watermoleculen.

Calciumfluoride CaF 2, of calciumfluoride, komt van nature voor in het mineraal fluoriet. En zuiver kristallijn calciumdifluoride wordt vloeispaat genoemd.

Maar natuurlijke calciumverbindingen hebben niet altijd de eigenschappen die mensen nodig hebben. Daarom heeft de mens geleerd dergelijke verbindingen kunstmatig in andere stoffen om te zetten. Sommige van deze kunstmatige verbindingen zijn ons zelfs bekender dan natuurlijke. Een voorbeeld is geblust Ca(OH) 2 en ongebluste kalk CaO, die al heel lang door mensen worden gebruikt. Veel bouwmaterialen zoals cement, calciumcarbide en bleekmiddel bevatten ook kunstmatige calciumverbindingen.

Wat is elektrolyse

Waarschijnlijk hebben we bijna allemaal gehoord van het fenomeen elektrolyse. We zullen proberen de eenvoudigste beschrijving van dit proces te geven.

Als je een elektrische stroom door waterige oplossingen van zouten laat lopen, worden er nieuwe chemische stoffen gevormd als gevolg van chemische transformaties. De processen die in een oplossing plaatsvinden wanneer er een elektrische stroom doorheen wordt geleid, worden elektrolyse genoemd. Al deze processen worden bestudeerd door een wetenschap die elektrochemie wordt genoemd. Uiteraard kan het elektrolyseproces alleen plaatsvinden in een medium dat stroom geleidt. Waterige oplossingen van zuren, basen en zouten zijn zo'n medium. Ze worden elektrolyten genoemd.

De elektroden worden ondergedompeld in de elektrolyt. De negatief geladen elektrode wordt de kathode genoemd. Een positief geladen elektrode wordt een anode genoemd. Wanneer een elektrische stroom door een elektrolyt loopt, vindt elektrolyse plaats. Als gevolg van elektrolyse worden de bestanddelen van opgeloste stoffen op de elektroden afgezet. Aan de kathode zijn ze positief geladen, aan de anode zijn ze negatief. Maar er kunnen secundaire reacties optreden op de elektroden zelf, resulterend in de vorming van een secundaire substantie.

We zien dat met behulp van elektrolyse chemische producten worden gevormd zonder gebruik van chemische reagentia.

Hoe kom je aan calcium?

In de industrie kan calcium worden verkregen door elektrolyse van gesmolten calciumchloride CaCl2.

CaCl2 = Ca + Cl2

Hierbij dient een bad van grafiet als anode. Het bad wordt in een elektrische oven geplaatst. Een ijzeren staaf die over de breedte van het bad beweegt en bovendien kan stijgen en dalen, is de kathode. De elektrolyt is gesmolten calciumchloride, dat in het bad wordt gegoten. De kathode wordt in de elektrolyt neergelaten. Dit is hoe het elektrolyseproces begint. Onder de kathode wordt gesmolten calcium gevormd. Wanneer de kathode stijgt, stolt calcium op de plaats waar het de kathode raakt. Dus geleidelijk, tijdens het omhoog brengen van de kathode, bouwt calcium zich op in de vorm van een staaf. Vervolgens wordt de calciumstaaf van de kathode weggeslagen.

Zuiver calcium werd voor het eerst verkregen door elektrolyse in 1808.

Calcium wordt ook verkregen uit oxiden met behulp van aluminotherme reductie .

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

In dit geval wordt calcium verkregen in de vorm van stoom. Deze stoom condenseert vervolgens.

Calcium heeft een hoge chemische activiteit. Daarom wordt het in de industrie veel gebruikt voor het terugwinnen van vuurvaste metalen uit oxiden, maar ook bij de productie van staal en gietijzer.