kalsium i naturen. Kjemiske og fysiske egenskaper av kalsium, dets interaksjon med vann

Kalsium har vært kjent for mennesket siden antikken i form av alkaliske forbindelser som kritt eller kalkstein. I sin rene form ble dette elementet oppnådd på begynnelsen av 1800-tallet. Samtidig ble det funnet at kalsium, når det gjelder sine grunnleggende egenskaper, tilhører alkalimetallene.

Kalsium spiller en viktig biologisk rolle - det er det viktigste makronæringsstoffet i skjelettet (inkludert det ytre) hos de fleste arter på planeten, er en del av hormoner og er en regulator av nevronale og muskelinteraksjoner. Kjemisk rent kalsium brukes i ulike reaksjoner, i metallurgi og i mange andre industrier.

generelle egenskaper

Kalsium er et av de typiske medlemmene av den aktive alkalimetallfamilien. I sin rene form, i tekstur og utseende, ligner den jern, med en mindre uttalt glans. Sprø, bryter med dannelsen av heterogene krystallinske granuler. Mest av alt er kalsium kjent i form av dets forbindelser (kritt, kalkstein, silika og andre), hvor det ser ut som et hvitaktig smuldrende stoff.

Det finnes ikke i sin rene form på grunn av sin høye reaktivitet. Det er en del av de fleste mineraler, blant annet marmor, granitt, alabaster og noen andre verdifulle bergarter er av største betydning.

Grunnleggende fysiske og kjemiske egenskaper

Den tilhører den andre gruppen av det periodiske systemet av elementer, som viser lignende fysiske egenskaper med andre representanter for den alkaliske gruppen:

• Relativt lav tetthet (1,6g/cm3);
• Smeltepunktgrense - 840 0 C under normale forhold;
• Den gjennomsnittlige varmeledningsevnen er generelt merkbart lavere enn for de fleste metaller;

Generelt gir kalsiumfysikken ingen spesielle overraskelser. Med et typisk krystallgitter, har dette elementet en ganske lav styrke og nesten null duktilitet, smuldrer lett og bryter med dannelsen av et karakteristisk krystallmønster ved bruddgrensen.

Nyere studier har imidlertid vist noen svært interessante resultater. Det er fastslått at ved høyt atmosfærisk trykk begynner de fysiske egenskapene til elementet å endre seg. Halvlederegenskaper vises, som er absolutt ukarakteristiske for noen metaller. Ekstremt trykk fører til utseendet av kalsium og superledende egenskaper. Disse studiene har vidtrekkende implikasjoner, men så langt er omfanget av kalsium begrenset til dets vanlige egenskaper.

I sine kjemiske egenskaper skiller kalsium seg ikke ut på noen måte og er et typisk jordalkalimetall:

• Høy reaktivitet;
• Villig interaksjon med atmosfæren og dannelsen av en karakteristisk kjedelig film på overflaten av elementet;
• Interagerer aktivt med vann, men i motsetning til elementer som natrium, oppstår ikke en eksplosiv eksoterm reaksjon;
• Reagerer med alle aktive ikke-metaller, inkludert jod og brom;

I motsetning til mer aktive alkalimetaller, krever kalsium en katalysator eller sterk oppvarming for å reagere med metaller og relativt inerte elementer (for eksempel med karbon). Kalsium lagres i tett lukkede glassbeholdere for å forhindre spontane reaksjoner.

Kalsium er et av de fem vanligste stoffene på planeten, nest etter oksygen, silisium og aluminium med jern. Dessuten forekommer dette elementet i naturen hovedsakelig i form av faste eller løse mineraler. Den mest kjente kalsiumforbindelsen er kalkstein. Kalsium danner også et bredt spekter av forskjellige mineraler, fra den ovennevnte granitten og marmoren, til de mindre vanlige barittene og sparrene. I følge omtrentlige estimater fra forskere er kalsiuminnholdet i ren ekvivalent omtrent 3,4 vekt%.

Omfang av industriell bruk

I den industrielle sfæren er kalsium inkludert i gruppen av mye etterspurte materialer for metallurgiformål. Med dens hjelp oppnås raffinerte metaller, inkludert uran og thorium, samt noen sjeldne jordartselementer. Tilsetning av kalsium til stålsmelter bidrar til binding og fjerning av fritt oksygen, noe som forbedrer de strukturelle egenskapene til metallegeringen. Kalsium brukes også som et elektrolytisk element i akkumulatorer og batterier.

Kalsium er lokalisert i den fjerde store perioden, den andre gruppen, hovedundergruppen, elementets serienummer er 20. I følge Mendeleevs periodiske system er atomvekten til kalsium 40,08. Formelen for det høyeste oksidet er CaO. Kalsium har et latinsk navn kalsium, så elementets atomsymbol er Ca.

Karakterisering av kalsium som et enkelt stoff

Under normale forhold er kalsium et sølvhvitt metall. Med høy kjemisk aktivitet er grunnstoffet i stand til å danne mange forbindelser av forskjellige klasser. Grunnstoffet er av verdi for tekniske og industrielle kjemiske synteser. Metallet er vidt distribuert i jordskorpen: dens andel er omtrent 1,5%. Kalsium tilhører gruppen av jordalkalimetaller: når det oppløses i vann, gir det alkalier, men i naturen forekommer det i form av flere mineraler og. Sjøvann inneholder kalsium i høye konsentrasjoner (400 mg/l).

Karakteristikkene til kalsium avhenger av strukturen til krystallgitteret. Dette elementet har to typer av det: kubisk ansiktsentrisk og volumsentrisk. Bindingstypen i molekylet er metallisk.

Naturlige kilder til kalsium:

• apatitt;
• alabast;
• gips;
• kalsitt;
• fluoritt;
• dolomitt.

Fysiske egenskaper til kalsium og metoder for fremstilling av metall

Under normale forhold er kalsium i en fast aggregeringstilstand. Metallet smelter ved 842 °C. Kalsium er en god elektrisk og termisk leder. Ved oppvarming går den først over i en væske, og deretter til en damptilstand og mister sine metalliske egenskaper. Metallet er veldig mykt og kan kuttes med en kniv. Koker ved 1484 °C.

Under trykk mister kalsium sine metalliske egenskaper og elektrisk ledningsevne. Men så gjenopprettes de metalliske egenskapene og egenskapene til en superleder vises, flere ganger større enn resten i ytelsen.

I lang tid var det ikke mulig å oppnå kalsium uten urenheter: på grunn av sin høye kjemiske aktivitet forekommer ikke dette elementet i naturen i sin rene form. Grunnstoffet ble oppdaget på begynnelsen av 1800-tallet. Kalsium som metall ble først syntetisert av den britiske kjemikeren Humphrey Davy. Forskeren oppdaget funksjonene i samspillet mellom smelter av faste mineraler og salter med en elektrisk strøm. I dag er elektrolyse av kalsiumsalter (blandinger av kalsium- og kaliumklorider, blandinger av kalsiumfluorid og kalsiumklorid) fortsatt den mest relevante metoden for å produsere metall. Kalsium ekstraheres også fra oksidet ved hjelp av aluminiumtermi, en metode som er vanlig innen metallurgi.

Kjemiske egenskaper til kalsium

Kalsium er et aktivt metall som inngår i mange interaksjoner. Under normale forhold reagerer det lett og danner de tilsvarende binære forbindelsene: med oksygen, halogener. Klikk for å lære mer om kalsiumforbindelser. Ved oppvarming reagerer kalsium med nitrogen, hydrogen, karbon, silisium, bor, fosfor, svovel og andre stoffer. I friluft interagerer den umiddelbart med oksygen og karbondioksid, derfor blir den dekket med et grått belegg.

Reagerer voldsomt med syrer, noen ganger antennelse. I salter viser kalsium interessante egenskaper. For eksempel er hule-stalaktitter og stalagmitter kalsiumkarbonat, gradvis dannet fra vann, karbondioksid og bikarbonat som et resultat av prosesser inne i grunnvann.

På grunn av sin høye aktivitet i normal tilstand, lagres kalsium i laboratorier i mørkt forseglet glass under et lag med parafin eller parafin. En kvalitativ reaksjon på kalsiumionet er fargingen av flammen i en rik mursteinsrød farge.

Metallet i sammensetningen av forbindelser kan identifiseres ved uløselige utfellinger av noen salter av elementet (fluorid, karbonat, sulfat, silikat, fosfat, sulfitt).

Reaksjonen av vann med kalsium

Kalsium lagres i krukker under et lag med beskyttende væske. For å utføre, demonstrere hvordan reaksjonen av vann og kalsium oppstår, kan du ikke bare få metallet og kutte av det ønskede stykket fra det. Metallisk kalsium i laboratoriet er lettere å bruke i form av spon.

Hvis det ikke er metallspon, og det bare er store biter av kalsium i banken, vil det være nødvendig med en tang eller en hammer. Det ferdige stykke kalsium av ønsket størrelse legges i en kolbe eller et glass vann. Kalsiumspon legges i et fat i en gasbindpose.

Kalsium synker til bunnen, og hydrogenutviklingen begynner (først på stedet der det ferske bruddet av metallet er lokalisert). Gradvis frigjøres gass fra kalsiumoverflaten. Prosessen ligner rask koking, samtidig dannes et bunnfall av kalsiumhydroksid (lesket kalk).

Et stykke kalsium flyter opp, plukket opp av hydrogenbobler. Etter ca. 30 sekunder oppløses kalsiumet og vannet blir grumsete hvitt på grunn av dannelsen av hydroksydslurry. Hvis reaksjonen ikke utføres i et beger, men i et reagensrør, kan varmeutvikling observeres: reagensrøret blir raskt varmt. Reaksjonen av kalsium med vann ender ikke med en spektakulær eksplosjon, men samspillet mellom de to stoffene fortsetter voldsomt og ser spektakulært ut. Opplevelsen er trygg.

Hvis posen med det gjenværende kalsiumet fjernes fra vannet og holdes i luften, vil det etter en stund, som et resultat av den pågående reaksjonen, oppstå sterk oppvarming og det gjenværende i gasbindet vil koke. Hvis en del av den uklare løsningen filtreres gjennom en trakt inn i et begerglass, vil det dannes et bunnfall når karbonmonoksid CO₂ føres gjennom løsningen. Dette krever ikke karbondioksid - du kan blåse utåndet luft inn i løsningen gjennom et glassrør.

Ufa State Petroleum Technical University

Institutt for generell og analytisk kjemi

Presentasjon om temaet: "Grunnstoffet kalsium. Egenskaper, innhenting, søknad "

Utarbeidet av en student fra gruppen BTS-11-01 Prokaev G.L.

Førsteamanuensis Krasko S.A.

Introduksjon

Navnets historie og opprinnelse

Å være i naturen

Kvittering

Fysiske egenskaper

Kjemiske egenskaper

Anvendelser av metallisk kalsium

Bruk av kalsiumforbindelser

Biologisk rolle

Konklusjon

Bibliografi

Introduksjon

Kalsium er et element i hovedundergruppen til den andre gruppen, den fjerde perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D. I. Mendeleev, med atomnummer 20. Det er betegnet med symbolet Ca (lat. Kalsium). Det enkle stoffet kalsium (CAS-nummer: 7440-70-2) er et mykt, reaktivt, sølvhvitt jordalkalimetall.

Kalsium kalles et jordalkalimetall, det er klassifisert som et S-element. På det eksterne elektroniske nivået har kalsium to elektroner, så det gir forbindelser: CaO, Ca (OH) 2, CaCl2, CaSO4, CaCO3, etc. Kalsium tilhører typiske metaller - det har høy affinitet for oksygen, reduserer nesten alle metaller fra oksidene deres og danner en ganske sterk base Ca (OH) 2.

Til tross for at element #20 er allestedsnærværende, har ikke selv kjemikere sett elementært kalsium. Men dette metallet, både eksternt og i oppførsel, ligner ikke i det hele tatt alkalimetaller, kontakt med hvilke er fulle av fare for brann og brannskader. Den kan trygt lagres i luft, den antennes ikke fra vann.

Elementært kalsium brukes nesten aldri som et strukturelt materiale. Han er for aktiv til det. Kalsium reagerer lett med oksygen, svovel, halogener. Selv med nitrogen og hydrogen, under visse forhold, reagerer det. Miljøet av karbonoksider, inert for de fleste metaller, er aggressivt for kalsium. Det brenner i en atmosfære av CO og CO2.

Navnets historie og opprinnelse

Navnet på elementet kommer fra lat. calx (i genitivfallet calcis) - "kalk", "myk stein". Det ble foreslått av den engelske kjemikeren Humphrey Davy, som i 1808 isolerte kalsiummetall ved elektrolytisk metode. Davy elektrolyserte en blanding av våtlesket kalk med kvikksølvoksid HgO på en platinaplate, som var anoden. En platinatråd nedsenket i flytende kvikksølv fungerte som katode. Som et resultat av elektrolyse ble kalsiumamalgam oppnådd. Etter å ha drevet bort kvikksølv fra det, mottok Davy et metall kalt kalsium.

Kalsiumforbindelser - kalkstein, marmor, gips (så vel som kalk - et produkt av brenning av kalkstein) har blitt brukt i konstruksjon for flere årtusener siden. Frem til slutten av 1700-tallet anså kjemikere kalk for å være en enkel kropp. I 1789 foreslo A. Lavoisier at kalk, magnesia, baritt, alumina og silika er komplekse stoffer.

Å være i naturen

På grunn av den høye kjemiske aktiviteten til kalsium i fri form i naturen er ikke funnet.

Kalsium utgjør 3,38 % av massen til jordskorpen (5. plass i overflod etter oksygen, silisium, aluminium og jern).

Isotoper. Kalsium forekommer i naturen som en blanding av seks isotoper: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca og 48Ca, blant hvilke den vanligste - 40Ca - er 96,97%.

Av de seks naturlig forekommende kalsiumisotopene er fem stabile. Den sjette 48Ca-isotopen, den tyngste av de seks og ganske sjeldne (den isotopiske overflod er bare 0,187%), ble nylig oppdaget å gjennomgå dobbelt beta-nedbrytning med en halveringstid på 5,3 ×1019 år.

i bergarter og mineraler. Det meste av kalsiumet finnes i sammensetningen av silikater og aluminosilikater av forskjellige bergarter (granitter, gneiser, etc.), spesielt i feltspat - anortitt Ca.

I form av sedimentære bergarter er kalsiumforbindelser representert av kritt og kalkstein, hovedsakelig bestående av mineralet kalsitt (CaCO3). Den krystallinske formen av kalsitt - marmor - finnes i naturen mye sjeldnere.

Kalsiummineraler som kalsitt CaCO3, anhydritt CaSO4, alabaster CaSO4 0,5H2O og gips CaSO4 2H2O, fluoritt CaF2, apatitter Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomitt MgCO3 CaCO3 er ganske utbredt. Tilstedeværelsen av kalsium- og magnesiumsalter i naturlig vann bestemmer hardheten.

Kalsium, som migrerer kraftig i jordskorpen og akkumuleres i ulike geokjemiske systemer, danner 385 mineraler (fjerde i antall mineraler).

Migrasjon i jordskorpen. I den naturlige migrasjonen av kalsium spilles en betydelig rolle av "karbonatlikevekten", assosiert med den reversible reaksjonen av interaksjonen av kalsiumkarbonat med vann og karbondioksid med dannelsen av løselig bikarbonat:

CaCO3 + H2O + CO2 ↔ Ca (HCO3) 2 ↔ Ca2+ + 2HCO3ˉ

(likevekten skifter til venstre eller høyre avhengig av konsentrasjonen av karbondioksid).

biogen migrasjon. I biosfæren finnes kalsiumforbindelser i nesten alt av dyre- og plantevev (se også nedenfor). En betydelig mengde kalsium er en del av levende organismer. Så, hydroksyapatitt Ca5(PO4)3OH, eller, i en annen notasjon, 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2 er grunnlaget for beinvevet til virveldyr, inkludert mennesker; skjell og skjell av mange virvelløse dyr, eggeskall osv. er sammensatt av kalsiumkarbonat CaCO3 I levende vev hos mennesker og dyr, 1,4-2% Ca (i massefraksjon); i en menneskekropp som veier 70 kg, er kalsiuminnholdet omtrent 1,7 kg (hovedsakelig i sammensetningen av den intercellulære substansen i beinvev).

Kvittering

Fritt metallisk kalsium oppnås ved elektrolyse av en smelte bestående av CaCl2 (75-80%) og KCl eller fra CaCl2 og CaF2, samt ved aluminotermisk reduksjon av CaO ved 1170-1200 °C:

CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Det er også utviklet en metode for å oppnå kalsium ved termisk dissosiasjon av kalsiumkarbid CaC2

Fysiske egenskaper

Kalsiummetall finnes i to allotropiske modifikasjoner. Tåler opp til 443°C α -Ca med kubisk gitter, høyere stabil β-Ca med et kubisk kroppssentrert gitter av typen α -Fe. Standard entalpi ΔH0 overgang α → β er 0,93 kJ/mol.

Kalsium er et lettmetall (d = 1,55), sølvhvit i fargen. Det er hardere og smelter ved en høyere temperatur (851°C) enn natrium, som er ved siden av det i det periodiske systemet. Dette er fordi det er to elektroner per kalsiumion i metallet. Derfor er den kjemiske bindingen mellom ioner og elektrongass sterkere enn for natrium. I kjemiske reaksjoner overføres kalsiumvalenselektroner til atomer av andre grunnstoffer. I dette tilfellet dannes dobbeltladede ioner.

Kjemiske egenskaper

Kalsium er et typisk jordalkalimetall. Den kjemiske aktiviteten til kalsium er høy, men lavere enn for alle andre jordalkalimetaller. Det reagerer lett med oksygen, karbondioksid og fuktighet i luften, og det er grunnen til at overflaten av kalsiummetall vanligvis er matt grå, så kalsium lagres vanligvis i laboratoriet, som andre jordalkalimetaller, i en tett lukket krukke under et lag av parafin eller flytende parafin.

I rekken av standardpotensialer er kalsium plassert til venstre for hydrogen. Standardelektrodepotensialet til Ca2+/Ca0-paret er -2,84 V, slik at kalsium reagerer aktivt med vann, men uten tenning:

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

Med aktive ikke-metaller (oksygen, klor, brom) reagerer kalsium under normale forhold:

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

Ved oppvarming i luft eller oksygen antennes kalsium. Med mindre aktive ikke-metaller (hydrogen, bor, karbon, silisium, nitrogen, fosfor og andre), interagerer kalsium ved oppvarming, for eksempel:

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

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

Ca + 2P = Ca3P2 (kalsiumfosfid),

kalsiumfosfider av CaP- og CaP5-sammensetninger er også kjent;

Ca + Si = Ca2Si (kalsiumsilisid),

Kalsiumsilicider av sammensetningene CaSi, Ca3Si4 og CaSi2 er også kjent.

Forløpet av reaksjonene ovenfor er som regel ledsaget av frigjøring av en stor mengde varme (det vil si at disse reaksjonene er eksoterme). I alle forbindelser med ikke-metaller er oksidasjonstilstanden til kalsium +2. De fleste av kalsiumforbindelsene med ikke-metaller brytes lett ned av vann, for eksempel:

CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2, N2 + 3H2O \u003d 3Ca (OH) 2 + 2NH3.

Ca2+-ionet er fargeløst. Når løselige kalsiumsalter tilsettes flammen, blir flammen mursteinsrød.

Kalsiumsalter som CaCl2-klorid, CaBr2-bromid, CaI2-jodid og Ca(NO3)2-nitrat er svært løselige i vann. CaF2-fluorid, CaCO3-karbonat, CaSO4-sulfat, Ca3(PO4)2-ortofosfat, CaC2O4-oksalat og noen andre er uløselige i vann.

Viktig er det faktum at, i motsetning til kalsiumkarbonat CaCO3, er surt kalsiumkarbonat (hydrokarbonat) Ca(HCO3) 2 løselig i vann. I naturen fører dette til følgende prosesser. Når kaldt regn eller elvevann, mettet med karbondioksid, trenger inn under jorden og faller på kalkstein, observeres deres oppløsning:

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

På de samme stedene der vann mettet med kalsiumbikarbonat kommer til jordens overflate og varmes opp av solens stråler, skjer den omvendte reaksjonen:

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

Så i naturen skjer det en overføring av store masser av stoffer. Som et resultat kan det dannes store hull under jorden, og det dannes vakre "istapper" av stein - stalaktitter og stalagmitter - i hulene.

Tilstedeværelsen av oppløst kalsiumbikarbonat i vann bestemmer i stor grad den midlertidige hardheten til vannet. Det kalles midlertidig fordi når vann kokes, brytes bikarbonatet ned, og CaCO3 faller ut. Dette fenomenet fører for eksempel til at det over tid dannes skjell i kjelen.

kalsiummetall kjemisk fysisk

Hovedbruken av metallisk kalsium er som reduksjonsmiddel ved produksjon av metaller, spesielt nikkel, kobber og rustfritt stål. Kalsium og dets hydrid brukes også til å oppnå vanskelige metaller som krom, thorium og uran. Legeringer av kalsium med bly brukes i batterier og lagerlegeringer. Kalsiumgranulat brukes også til å fjerne spor av luft fra elektrovakuumenheter. Løselige kalsium- og magnesiumsalter bestemmer den generelle hardheten til vannet. Hvis de er tilstede i vann i små mengder, kalles vannet mykt. Med et høyt innhold av disse saltene anses vannet som hardt. Hardhet elimineres ved koking; noen ganger destilleres vann for å eliminere det fullstendig.

Metalltermi

Rent metallisk kalsium er mye brukt i metallotermi for å oppnå sjeldne metaller.

Legering

Rent kalsium brukes til å legere bly, som brukes til fremstilling av batteriplater, vedlikeholdsfrie startbatterier med lav selvutladning. Metallisk kalsium brukes også til produksjon av høykvalitets kalsiumbabbits BKA.

Kjernefysisk fusjon

48Ca-isotopen er det mest effektive og mest brukte materialet for produksjon av supertunge grunnstoffer og oppdagelsen av nye grunnstoffer i det periodiske systemet. For eksempel, ved bruk av 48Ca-ioner for å produsere supertunge elementer i akseleratorer, dannes kjernene til disse elementene hundrevis og tusenvis av ganger mer effektivt enn ved bruk av andre "prosjektiler" (ioner).

Bruk av kalsiumforbindelser

kalsiumhydrid. Ved å varme opp kalsium i hydrogenatmosfære får man CaH2 (kalsiumhydrid) som brukes i metallurgi (metallotermi) og i produksjon av hydrogen i felt.

Optiske og lasermaterialer. Kalsiumfluorid (fluoritt) brukes i form av enkeltkrystaller i optikk (astronomiske objektiver, linser, prismer) og som lasermateriale. Kalsiumwolframat (scheelitt) i form av enkeltkrystaller brukes i laserteknologi, og også som en scintillator.

kalsiumkarbid. Kalsiumkarbid CaC2 er mye brukt for å oppnå acetylen og for å redusere metaller, så vel som i produksjonen av kalsiumcyanamid (ved å varme opp kalsiumkarbid i nitrogen ved 1200 ° C, er reaksjonen eksoterm, utført i cyanamidovner).

Kjemiske strømkilder. Kalsium, så vel som dets legeringer med aluminium og magnesium, brukes i termiske reservebatterier som en anode (for eksempel et kalsium-kromatelement). Kalsiumkromat brukes i slike batterier som katoden. Et trekk ved slike batterier er ekstremt lang holdbarhet (tiår) i brukbar tilstand, evnen til å fungere under alle forhold (plass, høyt trykk), høy spesifikk energi i vekt og volum. Ulempen er den korte varigheten. Slike batterier brukes der det er nødvendig å skape kolossal elektrisk kraft i kort tid (ballistiske missiler, noen romfartøy, etc.).

Ildfaste materialer. Kalsiumoksid, både i fri form og som en del av keramiske blandinger, brukes i produksjon av ildfaste materialer.

Medisiner. I medisin eliminerer Ca-medisiner lidelser forbundet med mangel på Ca-ioner i kroppen (med tetany, spasmofili, rakitt). Ca-preparater reduserer overfølsomhet for allergener og brukes til å behandle allergiske sykdommer (serumsyke, sovefeber, etc.). Ca-preparater reduserer økt vaskulær permeabilitet og har en anti-inflammatorisk effekt. De brukes til hemorragisk vaskulitt, strålingssyke, inflammatoriske prosesser (lungebetennelse, pleuritt, etc.) og noen hudsykdommer. Det er foreskrevet som et hemostatisk middel, for å forbedre aktiviteten til hjertemuskelen og forbedre effekten av digitalis-preparater, som en motgift for forgiftning med magnesiumsalter. Sammen med andre legemidler brukes Ca-preparater for å stimulere fødselen. Ca-klorid administreres gjennom munnen og intravenøst.

Ca-preparater inkluderer også gips (CaSO4), brukt i kirurgi for gips, og kritt (CaCO3), administrert oralt med økt surhet av magesaft og til fremstilling av tannpulver.

Biologisk rolle

Kalsium er et vanlig makronæringsstoff i planter, dyr og mennesker. Hos mennesker og andre virveldyr finnes det meste i skjelettet og tennene i form av fosfater. Skjelettene til de fleste grupper av virvelløse dyr (svamper, korallpolypper, bløtdyr, etc.) er sammensatt av ulike former for kalsiumkarbonat (kalk). Kalsiumioner er involvert i prosessene med blodkoagulasjon, samt i å opprettholde et konstant osmotisk trykk i blodet. Kalsiumioner fungerer også som en av de universelle andre budbringere og regulerer en rekke intracellulære prosesser - muskelkontraksjon, eksocytose, inkludert utskillelse av hormoner og nevrotransmittere, etc. Kalsiumkonsentrasjonen i cytoplasmaet til menneskelige celler er omtrent 10−7 mol, i intercellulære væsker ca. 10−3 mol.

Mesteparten av kalsiumet som kommer inn i menneskekroppen med mat finnes i meieriprodukter, det gjenværende kalsiumet finnes i kjøtt, fisk og noen vegetabilske matvarer (belgfrukter er spesielt rike). Absorpsjonen skjer både i tykktarmen og tynntarmen og lettes av et surt miljø, vitamin D og vitamin C, laktose og umettede fettsyrer. Magnesiums rolle i kalsiummetabolismen er også viktig, med sin mangel blir kalsium "vasket ut" av bein og avsatt i nyrene (nyrestein) og muskler.

Assimilering av kalsium forhindres av aspirin, oksalsyre, østrogenderivater. I kombinasjon med oksalsyre gir kalsium vannuløselige forbindelser som er komponenter i nyrestein.

På grunn av det store antallet prosesser knyttet til kalsium, er innholdet av kalsium i blodet nøyaktig regulert, og med riktig ernæring oppstår ikke mangel. Langvarig fravær fra kostholdet kan forårsake kramper, leddsmerter, døsighet, vekstdefekter og forstoppelse. En dypere mangel fører til permanente muskelkramper og osteoporose. Misbruk av kaffe og alkohol kan være årsakene til kalsiummangel, da en del av det skilles ut i urinen.

For høye doser av kalsium og vitamin D kan forårsake hyperkalsemi, etterfulgt av intens forkalkning av bein og vev (som hovedsakelig påvirker urinsystemet). Et langvarig overskudd forstyrrer funksjonen til muskel- og nervevev, øker blodpropp og reduserer absorpsjonen av sink av beinceller. Den maksimale daglige sikre dosen for en voksen er 1500 til 1800 milligram.

Produkter Kalsium, mg/100 g

Sesam 783

Brennesle 713

Groblad big 412

Sardiner i olje 330

Budra eføy 289

Hunderose 257

Mandel 252

Groblad lansettformet. 248

Hasselnøtt 226

Brønnkarse 214

Soyabønner tørre 201

Barn under 3 år - 600 mg.

Barn fra 4 til 10 år - 800 mg.

Barn fra 10 til 13 år - 1000 mg.

Ungdom fra 13 til 16 år - 1200 mg.

Ungdom 16 og eldre - 1000 mg.

Voksne 25 til 50 år - 800 til 1200 mg.

Gravide og ammende kvinner - 1500 til 2000 mg.

Konklusjon

Kalsium er et av de mest tallrike grunnstoffene på jorden. Det er mye av det i naturen: fjellkjeder og leirbergarter dannes av kalsiumsalter, det finnes i sjø- og elvevann, og er en del av plante- og dyreorganismer.

Kalsium omgir byens innbyggere konstant: nesten alle de viktigste byggematerialene - betong, glass, murstein, sement, kalk - inneholder dette elementet i betydelige mengder.

Naturligvis, med slike kjemiske egenskaper, kan kalsium ikke finnes i naturen i fri tilstand. Men kalsiumforbindelser – både naturlige og kunstige – har blitt av største betydning.

Bibliografi

1.Redaksjon: Knunyants I. L. (sjefredaktør) Chemical Encyclopedia: i 5 bind - Moskva: Soviet Encyclopedia, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 s.

2.Doronin. N. A. Kaltsy, Goshimizdat, 1962. 191 sider med illustrasjoner.

.Dotsenko V.A. - Terapeutisk og forebyggende ernæring. - Q. ernæring, 2001 - N1-s.21-25

4.Bilezikian J. P. Calcium and bone metabolism // I: K. L. Becker, red.

5.M.Kh. Karapetyants, S.I. Drakin - General and Inorganic Chemistry, 2000. 592 sider med illustrasjoner.

DEFINISJON

Kalsium- det tjuende elementet i det periodiske system. Betegnelse - Ca fra det latinske "kalsium". Ligger i den fjerde perioden, IIA-gruppen. Refererer til metaller. Kjerneladingen er 20.

Kalsium er et av de mest tallrike grunnstoffene i naturen. Den inneholder omtrent 3 % (masse) i jordskorpen. Det forekommer som tallrike forekomster av kalkstein og kritt, samt marmor, som er naturlige varianter av kalsiumkarbonat CaCO 3 . Gips CaSO 4 × 2H 2 O, fosforitt Ca 3 (PO 4) 2 og til slutt ulike kalsiumholdige silikater finnes også i store mengder.

I form av et enkelt stoff er kalsium et formbart, ganske hardt hvitt metall (fig. 1). I luft blir den raskt dekket med et lag med oksid, og når den varmes opp, brenner den med en lys rødaktig flamme. Kalsium reagerer relativt sakte med kaldt vann, men fortrenger raskt hydrogen fra varmt vann og danner hydroksid.

Ris. 1. Kalsium. Utseende.

Atom- og molekylvekt av kalsium

Den relative molekylmassen til et stoff (M r) er et tall som viser hvor mange ganger massen til et gitt molekyl er større enn 1/12 av massen til et karbonatom, og den relative atommassen til et grunnstoff (Ar r) er hvor mange ganger den gjennomsnittlige massen av atomer til et kjemisk grunnstoff er større enn 1/12 massen til et karbonatom.

Siden kalsium i fri tilstand eksisterer i form av monoatomiske Ca-molekyler, er verdiene til atom- og molekylmassene de samme. De er lik 40.078.

Isotoper av kalsium

Det er kjent at kalsium i naturen finnes i form av fire stabile isotoper 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca og 48Ca, med en klar overvekt av 40Ca-isotopen (99,97%). Massetallene deres er henholdsvis 40, 42, 43, 44, 46 og 48. Kjernen til atomet til kalsiumisotopen 40 Ca inneholder tjue protoner og tjue nøytroner, og de gjenværende isotoper skiller seg fra den bare i antall nøytroner.

Det er kunstige kalsiumisotoper med massetall fra 34 til 57, hvorav den mest stabile er 41 Ca med en halveringstid på 102 tusen år.

Kalsiumioner

På det ytre energinivået til kalsiumatomet er det to elektroner som er valens:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Som et resultat av kjemisk interaksjon gir kalsium fra seg sine valenselektroner, dvs. er deres giver, og blir til et positivt ladet ion:

Ca 0 -2e → Ca 2+.

Molekyl og atom av kalsium

I fri tilstand eksisterer kalsium i form av monoatomiske Ca-molekyler. Her er noen egenskaper som karakteriserer kalsiumatomet og molekylet:

kalsiumlegeringer

Kalsium fungerer som en legeringskomponent i noen blylegeringer.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Navnets historie og opprinnelse

Navnet på elementet kommer fra lat. calx (i genitiv-tilfellet calcis) - "kalk", "myk stein". Det ble foreslått av den engelske kjemikeren Humphry Davy, som i 1808 isolerte kalsiummetall ved elektrolytisk metode. Davy elektrolyserte en blanding av våt hydrert kalk på en platinaplate, som var anoden. En platinatråd nedsenket i væske fungerte som katode. Som et resultat av elektrolyse ble kalsiumamalgam oppnådd. Etter å ha drevet bort kvikksølv fra det, mottok Davy et metall kalt kalsium.

isotoper

Kalsium forekommer i naturen som en blanding av seks isotoper: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca og 48 Ca, blant hvilke den vanligste - 40 Ca - er 96,97%. Kalsiumkjerner inneholder det magiske antallet protoner: Z= 20. isotoper 40
20 Ca20
og 48
20 Ca28
er to av de fem dobbeltmagiske kjernene som finnes i naturen.

Av de seks naturlig forekommende kalsiumisotopene er fem stabile. Den sjette isotopen 48Ca, den tyngste av de seks og svært sjeldne (den isotopiske overflod er bare 0,187%), gjennomgår dobbelt beta-nedbrytning med en halveringstid på (4,39 ± 0,58)⋅10 19 år.

I bergarter og mineraler

Kalsium, som migrerer kraftig i jordskorpen og akkumuleres i ulike geokjemiske systemer, danner 385 mineraler (fjerde i antall mineraler).

Det meste av kalsiumet finnes i sammensetningen av silikater og aluminosilikater av forskjellige bergarter (granitter, gneiser, etc.), spesielt i feltspat - anortitt Ca.

Kalsiummineraler som kalsitt CaCO 3, anhydritt CaSO 4, alabaster CaSO 4 0,5H 2 O og gips CaSO 4 2H 2 O, fluoritt CaF 2, apatitter Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomitt MgCO 3 CaCO3. Tilstedeværelsen av kalsium- og magnesiumsalter i naturlig vann bestemmer hardheten.

Sedimentær bergart, hovedsakelig bestående av kryptokrystallinsk kalsitt - kalkstein (en av dens varianter er kritt). Under påvirkning av regional metamorfose blir kalkstein forvandlet til marmor.

Migrasjon i jordskorpen

I den naturlige migrasjonen av kalsium spilles en betydelig rolle av "karbonatlikevekten", assosiert med den reversible reaksjonen av interaksjonen av kalsiumkarbonat med vann og karbondioksid med dannelsen av løselig bikarbonat:

(likevekten skifter til venstre eller høyre avhengig av konsentrasjonen av karbondioksid).

Biogen migrasjon spiller en viktig rolle.

I biosfæren

Kalsiumforbindelser finnes i nesten alt av dyre- og plantevev (se nedenfor). En betydelig mengde kalsium er en del av levende organismer. Så, hydroksyapatitt Ca 5 (PO 4) 3 OH, eller, i en annen oppføring, 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca (OH) 2 - grunnlaget for beinvevet til virveldyr, inkludert mennesker; skjell og skjell av mange virvelløse dyr, eggeskall osv. er laget av kalsiumkarbonat CaCO 3. I levende vev hos mennesker og dyr, 1,4-2 % Ca (i massefraksjon); i en menneskekropp som veier 70 kg, er kalsiuminnholdet omtrent 1,7 kg (hovedsakelig i sammensetningen av den intercellulære substansen i beinvev).

Kvittering

Fritt metallisk kalsium oppnås ved elektrolyse av en smelte bestående av CaCl 2 (75-80%) og KCl eller fra CaCl 2 og CaF 2, samt aluminotermisk reduksjon av CaO ved 1170-1200 ° C 4 C a O + 2 A l → C a A l 2 O 4 + 3 C a (\displaystyle (\mathsf (4CaO+2Al\høyrepil CaAl_(2)O_(4)+3Ca)))

Fysiske egenskaper

Kalsiummetallet eksisterer i to allotropiske modifikasjoner. Tåler opptil 443 °C a-Ca med et kubisk ansiktssentrert gitter (parameter en= 0,558 nm), høyere stabil β-Ca med et kubisk kroppssentrert gitter av typen a-Fe(parameter en= 0,448 nm). Standard entalpi ∆ H 0 (\displaystyle \Delta H^(0)) overgang α → β er 0,93 kJ/mol.

Med en gradvis økning i trykket begynner den å vise egenskapene til en halvleder, men blir ikke en halvleder i ordets fulle betydning (det er heller ikke lenger et metall). Med en ytterligere økning i trykket går den tilbake til metallisk tilstand og begynner å vise superledende egenskaper (superledningstemperaturen er seks ganger høyere enn kvikksølvs, og overgår langt alle andre elementer i konduktivitet). Den unike oppførselen til kalsium ligner på mange måter strontium (det vil si at parallellene i det periodiske systemet er bevart).

Kjemiske egenskaper

I rekken av standardpotensialer er kalsium plassert til venstre for hydrogen. Standardelektrodepotensialet til paret Ca 2+ / Ca 0 −2,84 V, slik at kalsium reagerer aktivt med vann, men uten tenning:

Tilstedeværelsen av oppløst kalsiumbikarbonat i vann bestemmer i stor grad den midlertidige hardheten til vannet. Det kalles midlertidig fordi når vann kokes, brytes bikarbonatet ned, og CaCO 3 utfelles. Dette fenomenet fører for eksempel til at det over tid dannes skjell i kjelen.

applikasjon

Hovedbruken av metallisk kalsium er som reduksjonsmiddel ved produksjon av metaller, spesielt nikkel, kobber og rustfritt stål. Kalsium og dets hydrid brukes også til å produsere vanskelige å redusere metaller som krom, thorium og uran. Kalsium-blylegeringer brukes i noen typer batterier og i produksjon av lagre. Kalsiumgranulat brukes også til å fjerne spor av luft fra elektrovakuumenheter. Rent metallisk kalsium er mye brukt i metallotermi for å oppnå sjeldne jordartsmetaller.

Kalsium er mye brukt i metallurgi for å deoksidere stål sammen med aluminium eller i kombinasjon med det. Utenfor ovnsbehandling med kalsiumholdige ledninger inntar en ledende posisjon på grunn av den multifaktorielle effekten av kalsium på den fysisk-kjemiske tilstanden til smelten, makro- og mikrostrukturen til metallet, kvaliteten og egenskapene til metallprodukter og er en integrert del av stålproduksjonsteknologi. I moderne metallurgi brukes en injeksjonstråd for å introdusere kalsium i smelten, som er kalsium (noen ganger silikokalsium eller aluminiumkalsium) i form av et pulver eller presset metall i et stålskall. Sammen med deoksidasjon (fjerning av oksygen oppløst i stål) gjør bruken av kalsium det mulig å oppnå ikke-metalliske inneslutninger som er gunstige i natur, sammensetning og form, som ikke kollapser under videre teknologiske operasjoner.

48 Ca isotopen er et av de mest effektive og nyttige materialene for produksjon av supertunge grunnstoffer og oppdagelsen av nye grunnstoffer i det periodiske systemet. Dette skyldes det faktum at kalsium-48 er en dobbelt magisk kjerne, så stabiliteten gjør at den er tilstrekkelig nøytronrik for en lett kjerne; syntesen av supertunge kjerner krever et overskudd av nøytroner.

Biologisk rolle

Konsentrasjonen av kalsium i blodet, på grunn av dens betydning for et stort antall vitale prosesser, er nøyaktig regulert, og med riktig ernæring og tilstrekkelig inntak av magre meieriprodukter og vitamin D oppstår ikke mangel. Langvarig mangel på kalsium og/eller vitamin D i kosten fører til økt risiko for osteoporose og forårsaker rakitt i spedbarnsalderen.

Notater

1. Brinell hardhet 200-300 MPa
2. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Atomvekter av grunnstoffene 2011 (IUPAC Technical Report) // Pure and Applied Chemistry. - 2013. - Vol. 85, nei. 5 . - S. 1047-1078. - DOI:10.1351/PAC-REP-13-03-02 .
3. Redaksjon: Knunyants I. L. (sjefredaktør). Chemical Encyclopedia: i 5 bind - Moskva: Soviet Encyclopedia, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 s. - 100 000 eksemplarer.
4. Riley J.P. og Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965.
5. Pritychenko B. Systematikk av evaluerte halveringstider for dobbeltbeta-forfall // Nuclear Data Sheets. - 2014. - Juni (bd. 120). - S. 102-105. - ISSN 0090-3752. - DOI:10.1016/j.nds.2014.07.018 .[å rette]
6. Pritychenko B. Liste over adopterte dobbeltbeta (ββ) decay-verdier (ubestemt) . National Nuclear Data Center, Brookhaven National Laboratory. Hentet 6. desember 2015.
7. Håndbok for en kjemiker / Redaksjon: Nikolsky B.P. og andre - 2. utgave, rettet. - M.-L.: Kjemi, 1966. - T. 1. - 1072 s.
8. Avis. No: Elementer under trykk
9. Kalsium // Great Soviet Encyclopedia: [i 30 bind] / kap. utg. A. M. Prokhorov. - 3. utg. - M.: Soviet Encyclopedia, 1969-1978.
10. Dyudkin D. A., Kisilenko V. V. Påvirkning av ulike faktorer på assimilering av kalsium fra flusskjernet tråd med komplekst fyllstoff SK40 (rus.) // Elektrometallurgiya: zhurnal. - 2009. - Mai (nr. 5). - S. 2-6.
11. Mikhailov G. G., Chernova L. A. Termodynamisk analyse av prosessene for deoksidering av stål med kalsium og aluminium (russisk) // Elektrometallurgiya: zhurnal. - 2008. - Mars (nr. 3). - S. 6-8.
12. Shell Model of Nucleus
13. Institute of Medicine (US) komité for å gjennomgå diettreferanseinntak for vitamin D og kalsium; Ross AC, Taylor CL, Yaktine AL, Del Valle HB, redaktører (2011).