Kalsiyum nerede kullanılır? Doğadaki kalsiyum (Yer kabuğunda %3,4)

Kalsiyum bileşikleri- eski zamanlarda inşaatta kireçtaşı, mermer, alçı (ayrıca kireç - kireçtaşı ürünü) zaten kullanılıyordu. 18. yüzyılın sonuna kadar kimyagerler kireci basit bir katı madde olarak görüyorlardı. 1789'da A. Lavoisier kireç, magnezya, barit, alümina ve silikanın karmaşık maddeler olduğunu öne sürdü. 1808 yılında Davy, ıslak sönmüş kireç ve cıva oksit karışımını cıva katodu ile elektrolize tabi tutarak kalsiyum amalgamı hazırladı ve bundan cıvayı damıtarak “kalsiyum” (Latince kökenli) adı verilen bir metal elde etti. Calx, cins. dava kalsis - kireç).

Elektronların yörüngelere yerleştirilmesi.

+20Sa… |3s 3p 3d | 4'ler

Kalsiyum alkali toprak metali olarak adlandırılır ve S elementi olarak sınıflandırılır. Dış elektronik seviyede kalsiyumun iki elektronu vardır, dolayısıyla bileşikler verir: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3, vb. Kalsiyum tipik bir metaldir; oksijene karşı yüksek afiniteye sahiptir, neredeyse tüm metalleri oksitlerinden indirger ve oldukça güçlü bir Ca(OH)2 bazı oluşturur.

Metallerin kristal kafesleri çeşitli tiplerde olabilir, ancak kalsiyum, yüzey merkezli bir kübik kafes ile karakterize edilir.

Metallerdeki kristallerin boyutları, şekilleri ve göreceli konumları metalografik yöntemler kullanılarak yayılır. Bu bağlamda metalin yapısının en eksiksiz değerlendirmesi, ince kesitinin mikroskobik analizi ile sağlanır. Test edilen metalden bir numune kesilir ve yüzeyi taşlanır, cilalanır ve özel bir çözelti (asitleme) ile dağlanır. Aşındırma sonucunda metalografik mikroskop kullanılarak incelenen veya fotoğrafı çekilen numunenin yapısı vurgulanır.

Kalsiyum hafif bir metaldir (d=1.55), gümüşi beyaz renktedir. Periyodik tabloda yanında yer alan sodyuma göre daha serttir ve daha yüksek sıcaklıkta (851°C) erir. Bu, metaldeki kalsiyum iyonu başına iki elektronun bulunmasıyla açıklanmaktadır. Bu nedenle iyonlar ile elektron gazı arasındaki kimyasal bağ, sodyumunkinden daha güçlüdür. Kimyasal reaksiyonlar sırasında kalsiyum değerlik elektronları diğer elementlerin atomlarına aktarılır. Bu durumda çift yüklü iyonlar oluşur.

Kalsiyumun metallere, özellikle de oksijene karşı büyük kimyasal aktivitesi vardır. Havada alkali metallere göre daha yavaş oksitlenir, çünkü üzerindeki oksit filmi oksijene daha az geçirgendir. Kalsiyum ısıtıldığında yanar ve muazzam miktarda ısı açığa çıkar:

Kalsiyum suyla reaksiyona girerek hidrojenin yerini alır ve bir baz oluşturur:

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

Oksijene karşı yüksek kimyasal reaktivitesi nedeniyle kalsiyum, oksitlerinden nadir metallerin elde edilmesinde bir miktar kullanım alanı bulur. Metal oksitler kalsiyum talaşlarıyla birlikte ısıtılır; Reaksiyonlar kalsiyum oksit ve metalle sonuçlanır. Kalsiyum ve bazı alaşımlarının metallerin deoksidasyonu adı verilen işlemde kullanılması da aynı özelliğe dayanmaktadır. Erimiş metale kalsiyum eklenir ve çözünmüş oksijen izlerini giderir; ortaya çıkan kalsiyum oksit metalin yüzeyine doğru yüzer. Kalsiyum bazı alaşımlara dahildir.

Kalsiyum, erimiş kalsiyum klorürün elektrolizi veya alüminotermik yöntemle elde edilir. Kalsiyum oksit veya sönmüş kireç, 2570 °C'de eriyen beyaz bir tozdur. Kireç taşının kalsine edilmesiyle elde edilir:

CaCO3 = CaO + CO2^

Kalsiyum oksit bazik bir oksit olduğundan asitler ve asit anhidritlerle reaksiyona girer. Su ile baz olan kalsiyum hidroksiti verir:

CaO + H2O = Ca(OH)2

Kirecin sönmesi adı verilen kalsiyum okside su katılması, büyük miktarda ısının açığa çıkmasıyla meydana gelir. Suyun bir kısmı buhara dönüşür. Kalsiyum hidroksit veya sönmüş kireç, suda az çözünen beyaz bir maddedir. Sulu bir kalsiyum hidroksit çözeltisine kireç suyu denir. Bu çözelti oldukça güçlü alkalin özelliklere sahiptir, çünkü kalsiyum hidroksit iyi ayrışır:

Ca(OH)2 = Ca + 2OH

Alkali metal oksitlerin hidratlarıyla karşılaştırıldığında kalsiyum hidroksit daha zayıf bir bazdır. Bu, kalsiyum iyonunun iki kat yüklü olması ve hidroksil gruplarını daha güçlü çekmesiyle açıklanmaktadır.

Kireç suyu adı verilen sönmüş kireç ve çözeltisi, karbondioksit dahil asitler ve asit anhidritlerle reaksiyona girer. Kireç suyu laboratuvarlarda karbondioksitin keşfi için kullanılır, çünkü ortaya çıkan çözünmeyen kalsiyum karbonat suda bulanıklığa neden olur:

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Ancak uzun süre karbondioksit verilirse çözelti tekrar berraklaşır. Bu, kalsiyum karbonatın çözünür bir tuz - kalsiyum bikarbonata dönüştürülmesiyle açıklanmaktadır:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

Endüstride kalsiyum iki şekilde elde edilir:

Briketlenmiş CaO ve Al tozu karışımının 1200 °C'de 0,01 - 0,02 mm'lik bir vakumda ısıtılmasıyla. rt. Sanat.; reaksiyonla ayırt edilir:

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

Kalsiyum buharı soğuk bir yüzeyde yoğunlaşır.

CaCl2 ve KCl eriyiğinin sıvı bakır-kalsiyum katot ile elektrolizi ile, kalsiyumun 950 - 1000 ° C sıcaklıkta 0.1 - vakumda damıtıldığı bir Cu - Ca (% 65 Ca) alaşımı hazırlanır. 0,001 mmHg.

Kalsiyum karbür CaC2'nin termal ayrışmasıyla kalsiyum üretmeye yönelik bir yöntem de geliştirilmiştir.

Kalsiyum doğada en yaygın bulunan elementlerden biridir. Yerkabuğu yaklaşık %3 (ağırlıkça) içerir. Kalsiyum tuzları doğada karbonatlar (tebeşir, mermer), sülfatlar (alçıtaşı) ve fosfatlar (fosforitler) şeklinde büyük birikimler oluşturur. Su ve karbondioksitin etkisi altında karbonatlar bikarbonat formunda çözeltiye geçerek yeraltı suyu ve nehir suyuyla uzun mesafelere taşınır. Kalsiyum tuzları yıkandığında mağaralar oluşabilir. Suyun buharlaşması veya sıcaklığın artması nedeniyle yeni bir yerde kalsiyum karbonat birikintileri oluşabilir. Örneğin sarkıt ve dikitler mağaralarda oluşur.

Çözünür kalsiyum ve magnezyum tuzları genel su sertliğine neden olur. Suda az miktarda mevcutsa suya yumuşak denir. Bu tuzların yüksek içeriğiyle (iyon açısından 1 litrede 100 - 200 mg kalsiyum tuzu) su sert kabul edilir. Bu tür suda sabun iyi köpürmez çünkü kalsiyum ve magnezyum tuzları onunla çözünmeyen bileşikler oluşturur. Sert su, yiyecekleri iyi pişirmez ve kaynatıldığında buhar kazanlarının duvarlarında kireç oluşturur. Kireç ısıyı zayıf iletir, yakıt tüketiminin artmasına neden olur ve kazan duvarlarının aşınmasını hızlandırır. Ölçek oluşumu karmaşık bir süreçtir. Isıtıldığında, kalsiyum ve magnezyumun asidik karbonik asit tuzları ayrışır ve çözünmeyen karbonatlara dönüşür:

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

Kalsiyum sülfat CaSO4'ün çözünürlüğü de ısıtıldığında azalır, dolayısıyla ölçeğin bir parçasıdır.

Suda kalsiyum ve magnezyum bikarbonatların bulunmasından kaynaklanan sertliğe, kaynatılarak ortadan kaldırıldığı için karbonat veya geçici sertlik adı verilir. Karbonat sertliğine ek olarak, sudaki kalsiyum ve magnezyum sülfat ve klorür içeriğine bağlı olan karbonat dışı sertlik de vardır. Bu tuzlar kaynatılarak uzaklaştırılmaz ve bu nedenle karbonat olmayan sertliğe kalıcı sertlik de denir. Karbonatlı ve karbonatsız sertlik toplam sertliği oluşturur.

Sertliği tamamen ortadan kaldırmak için su bazen damıtılır. Karbonat sertliğini gidermek için su kaynatılır. Genel sertlik, ya kimyasal maddeler eklenerek ya da katyon değiştiriciler kullanılarak ortadan kaldırılır. Kimyasal yöntemi kullanırken, çözünür kalsiyum ve magnezyum tuzları çözünmeyen karbonatlara dönüştürülür, örneğin kireç sütü ve soda eklenir:

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

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

Katyon değiştirme reçineleri kullanılarak sertliğin giderilmesi daha gelişmiş bir işlemdir. Katyon değiştiriciler, bileşimi Na2R formülü ile ifade edilebilen karmaşık maddelerdir (silikon ve alüminyumun doğal bileşikleri, yüksek moleküllü organik bileşikler), burada R, karmaşık bir asit kalıntısıdır. Suyu bir katyon değişim reçinesi tabakasından filtrelerken, Na iyonları (katyonlar), Ca ve Mg iyonları ile değiştirilir:

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Sonuç olarak Ca iyonları çözeltiden katyon değiştiriciye, Na iyonları ise katyon değiştiriciden çözeltiye geçer. Kullanılmış katyon değiştiriciyi eski haline getirmek için sofra tuzu çözeltisiyle yıkanır. Bu durumda ters işlem gerçekleşir: Katyon değiştiricideki Ca iyonlarının yerini Na iyonları alır:

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

Yenilenen katyon değiştirici, su arıtma için tekrar kullanılabilir.

Saf metal formundaki Ca, U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb ve bazı nadir toprak metalleri ve bunların bileşikleri için indirgeyici madde olarak kullanılır. Ayrıca çeliklerin, bronzların ve diğer alaşımların deoksidasyonunda, petrol ürünlerinden kükürtün uzaklaştırılmasında, organik sıvıların dehidrasyonunda, argonun nitrojen safsızlıklarından arındırılmasında ve elektrikli vakum cihazlarında gaz emici olarak kullanılır. Pb - Na - Ca sisteminin kurgu önleyici malzemeleri ve elektrik kablosu kılıflarının üretiminde kullanılan Pb - Ca alaşımları teknolojide yaygın olarak kullanılmaktadır. Ca - Si - Ca (silikokalsiyum) alaşımı, yüksek kaliteli çeliklerin üretiminde oksit giderici ve gaz giderici olarak kullanılır.

Kalsiyum, yaşam süreçlerinin normal işleyişi için gerekli olan biyojenik elementlerden biridir. Hayvan ve bitkilerin tüm doku ve sıvılarında bulunur. Ca'nın bulunmadığı bir ortamda yalnızca nadir organizmalar gelişebilir. Bazı organizmalarda Ca içeriği %38'e ulaşır: insanlarda - %1,4 - 2. Bitki ve hayvan organizmalarının hücreleri, hücre dışı ortamlarda kesin olarak tanımlanmış oranlarda Ca, Na ve K iyonlarına ihtiyaç duyar. Bitkiler Ca'yı topraktan alırlar. Bitkiler Ca ile olan ilişkilerine göre kalsefiller ve kalsefoblar olarak ikiye ayrılır. Hayvanlar Ca'yı yiyecek ve sudan alırlar. Ca, bir dizi hücresel yapının oluşumu, dış hücre zarlarının normal geçirgenliğinin korunması, balık ve diğer hayvanların yumurtalarının döllenmesi ve bir dizi enzimin aktivasyonu için gereklidir. Ca iyonları kas lifine uyarımı ileterek kasılmasına neden olur, kalp kasılmalarının gücünü arttırır, lökositlerin fagositik fonksiyonunu arttırır, koruyucu kan proteinleri sistemini aktive eder ve pıhtılaşmasına katılır. Hücrelerde Ca'nın neredeyse tamamı proteinler, nükleik asitler, fosfolipidler içeren bileşikler halinde ve inorganik fosfatlar ve organik asitlerle kompleksler halinde bulunur. İnsanların ve yüksek hayvanların kan plazmasında Ca'nın yalnızca %20-40'ı proteinlere bağlanabilir. İskeletli hayvanlarda, tüm Ca'nın% 97-99'a kadarı bir yapı malzemesi olarak kullanılır: omurgasızlarda esas olarak CaCO3 (yumuşakça kabukları, mercanlar) formunda, omurgalılarda - fosfat formunda. Pek çok omurgasız hayvan, yeni bir iskelet oluşturmak veya olumsuz koşullarda hayati fonksiyonlarını sağlamak için tüy dökmeden önce Ca depolar. İnsanların ve yüksek hayvanların kanındaki Ca içeriği, paratiroid ve tiroid bezlerinin hormonları tarafından düzenlenir. D vitamini bu süreçlerde anahtar rol oynar.Ca emilimi ince bağırsağın ön bölümünde gerçekleşir. Ca'nın emilimi bağırsakta asitliğin azalmasıyla bozulur ve besinlerdeki Ca, fosfor ve yağ oranına bağlıdır. İnek sütündeki optimal Ca/P oranı yaklaşık 1,3'tür (patateste 0,15, fasulyede 0,13, ette 0,016). Yiyeceklerde fazla miktarda P ve oksalik asit olması durumunda Ca emilimi kötüleşir. Safra asitleri emilimini hızlandırır. İnsan gıdasındaki optimal Ca/yağ oranı 1 g başına 0,04 - 0,08 g Ca'dır. yağ Ca atılımı esas olarak bağırsaklar yoluyla gerçekleşir. Memeliler emzirme döneminde sütte çok fazla Ca kaybederler. Fosfor-kalsiyum metabolizmasındaki bozukluklarla birlikte genç hayvanlarda ve çocuklarda raşitizm gelişir ve yetişkin hayvanlarda iskeletin bileşimi ve yapısında değişiklikler (osteomalazi) gelişir.

Tıpta Ca ilaçları vücutta Ca iyonlarının eksikliği ile ilişkili bozuklukları (tetani, spazmofili, raşitizm) ortadan kaldırır. Ca preparatları alerjenlere karşı aşırı duyarlılığı azaltır ve alerjik hastalıkların (serum hastalığı, uykulu ateş vb.) tedavisinde kullanılır. Ca preparatları artan damar geçirgenliğini azaltır ve antiinflamatuar etkiye sahiptir. Hemorajik vaskülit, radyasyon hastalığı, inflamatuar süreçler (zatürre, plörezi vb.) ve bazı cilt hastalıklarında kullanılırlar. Kalp kası aktivitesini iyileştirmek ve magnezyum tuzları ile zehirlenmeye karşı bir panzehir olarak digitalis preparatlarının etkisini arttırmak için hemostatik bir ajan olarak reçete edilir. Doğumu teşvik etmek için diğer ilaçlarla birlikte Ca preparatları kullanılır. Ca klorür oral ve intravenöz olarak uygulanır. Ossokalsinol (şeftali yağı içinde özel olarak hazırlanmış kemik tozunun %15'lik steril süspansiyonu) doku tedavisi için önerilmiştir.

Ca preparatları ayrıca ameliyatlarda alçı bandajları için kullanılan alçıtaşını (CaSO4) ve mide suyunun asitliğini arttırmak ve diş tozunun hazırlanması için dahili olarak reçete edilen tebeşiri (CaCO3) içerir.

Ana sayfa / Dersler 1. yıl / Genel ve organik kimya / Soru 23. Kalsiyum / 2. Fiziksel ve kimyasal özellikler

Fiziki ozellikleri. Kalsiyum, 850 derece sıcaklıkta eriyen gümüş-beyaz dövülebilir bir metaldir. C ve 1482 derecede kaynar. C. Alkali metallerden önemli ölçüde daha serttir.

Kimyasal özellikler. Kalsiyum aktif bir metaldir. Yani normal koşullar altında atmosferik oksijen ve halojenlerle kolayca etkileşime girer:

2 Ca + O2 = 2 CaO (kalsiyum oksit);

Ca + Br2 = CaBr2 (kalsiyum bromür).

Kalsiyum ısıtıldığında hidrojen, nitrojen, kükürt, fosfor, karbon ve diğer metal olmayan maddelerle reaksiyona girer:

Ca + H2 = CaH2 (kalsiyum hidrit);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (kalsiyum nitrür);

Ca + S = CaS (kalsiyum sülfür);

3 Ca + 2 P = Ca3P2 (kalsiyum fosfit);

Ca + 2 C = CaC2 (kalsiyum karbür).

Kalsiyum soğuk suyla yavaş, ancak sıcak suyla çok kuvvetli reaksiyona girer:

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

Kalsiyum, daha az aktif metallerin oksitlerinden ve halojenürlerinden oksijeni veya halojenleri uzaklaştırabilir, yani indirgeyici özelliklere sahiptir:

5 Ca + Nb2O5 = CaO + 2 Nb;

• 1. Doğada olmak
• 3. Makbuz
• 4. Başvuru

www.medkurs.ru

Kalsiyum | Pestisitler.ru rehberi

Birçok insan için kalsiyum hakkındaki bilgi yalnızca bu elementin sağlıklı kemikler ve dişler için gerekli olduğu gerçeğiyle sınırlıdır. Başka nerede bulunduğu, neden gerekli olduğu ve ne kadar gerekli olduğu konusunda herkesin bir fikri yok. Ancak kalsiyum, hem doğal hem de insan yapımı pek çok tanıdık bileşikte bulunur. Tebeşir ve kireç, mağaraların sarkıtları ve dikitleri, eski fosiller ve çimento, alçı ve kaymaktaşı, süt ürünleri ve osteoporoz önleyici ilaçlar - tüm bunlar ve çok daha fazlası yüksek kalsiyum içerir.

Bu element ilk olarak 1808'de G. Davy tarafından elde edildi ve ilk başta özellikle aktif olarak kullanılmadı. Ancak bu metal şu ​​anda dünyada en çok üretilen beşinci metaldir ve ona olan ihtiyaç her geçen yıl artmaktadır. Kalsiyumun ana kullanım alanı yapı malzemeleri ve karışımlarının üretimidir. Ancak sadece ev değil, canlı hücreler de inşa etmek gerekiyor. Kalsiyum insan vücudunda iskeletin bir parçasıdır, kas kasılmalarını mümkün kılar, kanın pıhtılaşmasını sağlar, bir dizi sindirim enziminin aktivitesini düzenler ve diğer birçok işlevi yerine getirir. Diğer canlı nesneler için de daha az önemli değildir: hayvanlar, bitkiler, mantarlar ve hatta bakteriler. Aynı zamanda kalsiyum ihtiyacının da oldukça fazla olması onu makro besin maddesi olarak sınıflandırmayı mümkün kılmaktadır.

Kalsiyum, Ca, Mendeleev periyodik sisteminin II. grubunun ana alt grubunun kimyasal bir elementidir. Atom numarası – 20. Atom kütlesi – 40,08.

Kalsiyum alkali toprak metalidir. Serbest olduğunda dövülebilir, oldukça sert ve beyazdır. Yoğunluğa göre hafif metallere aittir.

• Yoğunluk – 1,54 g/cm3,
• Erime noktası – +842 °C,
• Kaynama noktası – +1495 °C.

Kalsiyum belirgin metalik özelliklere sahiptir. Tüm bileşiklerde oksidasyon durumu +2'dir.

Havada bir oksit tabakasıyla kaplanır ve ısıtıldığında kırmızımsı, parlak bir alevle yanar. Soğuk suyla yavaşça reaksiyona girer, ancak hızlı bir şekilde hidrojeni sıcak sudan uzaklaştırır ve hidroksit oluşturur. Hidrojen ile etkileşime girdiğinde hidritler oluşturur. Oda sıcaklığında nitrojenle reaksiyona girerek nitritleri oluşturur. Ayrıca halojenler ve kükürt ile kolayca birleşir ve ısıtıldığında metal oksitleri azaltır.

Kalsiyum doğada en bol bulunan elementlerden biridir. Yer kabuğundaki içeriği kütlenin% 3'üdür. Tebeşir, kireçtaşı ve mermer (doğal bir tür kalsiyum karbonat CaCO3) birikintileri şeklinde oluşur. Büyük miktarlarda alçıtaşı (CaSO4 x 2h3O), fosforit (Ca3(PO4)2 ve çeşitli kalsiyum içeren silikatlar) birikintileri vardır.

su

Sert su

Yumuşak su

Topraklar

Yağışlarla yıkanması sonucu topraktan kalsiyum kaybı meydana gelir. Bu süreç toprağın granülometrik bileşimine, yağış miktarına, bitki türüne, kireç ve mineral gübrelerin formlarına ve dozlarına bağlıdır. Bu faktörlere bağlı olarak ekilebilir katmandaki kalsiyum kayıpları birkaç on ila 200 – 400 kg/ha veya daha fazla arasında değişmektedir.

Farklı toprak türlerinde kalsiyum içeriği

Podzolik topraklar %0,73 (toprağın kuru maddesi) kalsiyum içerir.

Gri orman – %0,90 kalsiyum.

Çernozemler – %1,44 kalsiyum.

Serozemler – %6,04 kalsiyum.

Bitkide kalsiyum fosfatlar, sülfatlar, karbonatlar ve pektik ve oksalik asit tuzları formunda bulunur. Bitkilerdeki kalsiyumun neredeyse %65'e kadarı su ile ekstrakte edilebilir. Geri kalanı zayıf asetik ve hidroklorik asitlerle işlenir. Kalsiyumun çoğu yaşlanan hücrelerde bulunur.

Kalsiyumun fonksiyonları

Bu elementin bitkiler üzerindeki etkisi çok yönlüdür ve kural olarak olumludur. Kalsiyum:

• Metabolizmayı güçlendirir;
• Karbonhidratların hareketinde önemli rol oynar;
• Azotlu maddelerin metamorfozunu etkiler;
• Çimlenme sırasında tohumların rezerv proteinlerinin tüketimini hızlandırır;
• Fotosentez sürecinde rol oynar;
• diğer katyonların güçlü bir antagonisti olup, bunların bitki dokularına aşırı girişini önler;
• Protoplazmanın fizikokimyasal özelliklerini (viskozite, geçirgenlik vb.) Ve dolayısıyla bitkideki biyokimyasal süreçlerin normal seyrini etkiler;
• Pektin maddeleri içeren kalsiyum bileşikleri, tek tek hücrelerin duvarlarını birbirine yapıştırır;
• Enzim aktivitesini etkiler.

Kalsiyum bileşiklerinin (kireç) enzim aktivitesi üzerindeki etkisinin sadece doğrudan etkiyle değil, aynı zamanda toprağın fiziko-kimyasal özelliklerinin ve beslenme rejiminin iyileştirilmesi nedeniyle de ifade edildiğine dikkat edilmelidir. Ayrıca toprağın kireçlenmesi vitamin biyosentezi süreçlerini önemli ölçüde etkiler.

Bitkilerde kalsiyum eksikliği (eksikliği)

Kalsiyum eksikliği öncelikle kök sisteminin gelişimini etkiler. Köklerde kök kıllarının oluşumu durur. Dış kök hücreleri yok edilir.

Bu semptom, hem kalsiyum eksikliği hem de besin çözeltisindeki dengesizlik, yani içindeki tek değerlikli sodyum, potasyum ve hidrojen katyonlarının baskınlığı ile kendini gösterir.

Ayrıca toprak çözeltisinde nitrat azotunun varlığı, bitki dokularına kalsiyum arzını arttırır, amonyak arzını azaltır.

Kalsiyum içeriği toprağın katyon değişim kapasitesinin %20'sinden az olduğunda kalsiyum açlığı belirtileri beklenir.

Belirtiler Görsel olarak kalsiyum eksikliği aşağıdaki belirtilerle belirlenir:

• Bitkilerin kökleri kahverengi renkte hasarlı uçlara sahiptir;
• Büyüme noktası deforme olur ve ölür;
• Çiçekler, yumurtalıklar ve tomurcuklar düşer;
• Meyveler nekroz nedeniyle zarar görür;
• Yaprakların klorotik olduğu belirtiliyor;
• Apikal tomurcuk ölür ve gövde büyümesi durur.

Lahana, yonca ve yonca kalsiyum varlığına karşı oldukça hassastır. Aynı bitkilerin aynı zamanda toprak asitliğine karşı artan hassasiyetle de karakterize edildiği tespit edilmiştir.

Mineral kalsiyum zehirlenmesi, beyazımsı nekrotik lekelerin olduğu damarlar arası klorozla sonuçlanır. Renkli olabilirler veya suyla dolu eşmerkezli halkalara sahip olabilirler. Bazı bitkiler aşırı kalsiyuma yaprak rozetleri büyüterek, sürgünleri öldürerek ve yaprakları düşürerek tepki verir. Semptomlar görünüş olarak demir ve magnezyum eksikliğine benzer.

Topraktaki kalsiyum ikmalinin kaynağı kireç gübreleridir. Üç gruba ayrılırlar:

• Sert kalkerli kayalar;
• Yumuşak kalkerli kayalar;
• Yüksek kireç içerikli endüstriyel atıklar.

CaO ve MgO içeriğine bağlı olarak sert kalkerli kayaçlar aşağıdakilere ayrılır:

• kireçtaşları (%55-56 CaO ve %0,9'a kadar MgO);
• dolomitleşmiş kireçtaşları (%42–55 CaO ve %9'a kadar MgO);
• dolomitler (%32–30 CaO ve %18–20 MgO).

Kireçtaşları

Dolomitleşmiş kireçtaşı

Marn

Tebeşir

Yanmış kireç

Sönmüş kireç

Dolomit unu

Kalkerli tüfler

Dışkılama kiri (dışkılama)

Şeyl külü siklonları

Fırınlardan ve çimento fabrikalarından kaynaklanan toz

Metalurjik cüruflar

Organik gübreler. CaCO3 cinsinden Ca içeriği %0,32-0,40'tır.

Fosforit unu. Kalsiyum içeriği – %22 CaCO3.

Kireç gübreleri sadece toprağa ve bitkilere kalsiyum sağlamak için kullanılmaz. Kullanımlarının asıl amacı toprağı kireçlemektir. Bu bir kimyasal ıslah yöntemidir. Aşırı toprak asitliğini nötralize etmeyi, agrofiziksel, zirai kimyasal ve biyolojik özelliklerini iyileştirmeyi, bitkilere magnezyum ve kalsiyum sağlamayı, makro elementleri ve mikro elementleri harekete geçirmeyi ve hareketsiz hale getirmeyi, ekili bitkilerin yaşamı için en uygun su-fiziksel, fiziksel, hava koşullarını yaratmayı amaçlamaktadır.

Toprak kireçlemenin etkinliği

Kireçleme, bitkilerin mineral beslenme unsuru olan kalsiyum ihtiyacını karşılamanın yanı sıra toprakta birçok olumlu değişikliğe neden olur.

Kireçlemenin bazı zeminlerin özelliklerine etkisi

Kalsiyum toprak kolloidlerinin pıhtılaşmasını teşvik eder ve bunların sızmasını önler. Bu daha kolay toprak işlemeye ve daha iyi havalandırmaya yol açar.

Kireçlemenin bir sonucu olarak:

• kumlu humuslu topraklar su emme kapasitelerini arttırır;
• Ağır killi topraklarda, su geçirgenliğini artıran toprak agregatları ve topaklanmalar oluşur.

Özellikle organik asitler nötralize edilir ve H-iyonları emici kompleksten uzaklaştırılır. Bu, metabolik asitliğin ortadan kalkmasına ve toprağın hidrolitik asitliğinin azalmasına yol açar. Aynı zamanda, hidrojen ve alüminyum iyonlarının kalsiyum ve magnezyum katyonları ile değiştirilmesi nedeniyle toprak emme kompleksinin katyonik bileşiminde bir iyileşme gözlenir. Bu, toprağın bazlara doygunluk derecesini arttırır ve emme kapasitesini arttırır.

Kireçlemenin bitkilere azot temini üzerindeki etkisi

Kireçlemeden sonra toprağın pozitif zirai kimyasal özellikleri ve yapısı birkaç yıl korunabilir. Bu, besinlerin mobilizasyonu için yararlı mikrobiyolojik süreçlerin geliştirilmesine yönelik uygun koşulların yaratılmasına yardımcı olur. Toprakta serbestçe yaşayan ammonifikatörlerin, nitrifikasyon maddelerinin ve nitrojeni sabitleyen bakterilerin aktivitesi artar.

Kireçleme, nodül bakterilerinin çoğalmasını artırmaya ve konukçu bitkiye nitrojen tedarikini iyileştirmeye yardımcı olur. Bakteriyel gübrelerin asidik topraklarda etkinliğini kaybettiği tespit edilmiştir.

Kireçlemenin bitkilere kül elementlerinin temini üzerindeki etkisi

Kireçleme, topraktaki organik fosfor bileşiklerini parçalayan ve demir ve alüminyum fosfatların bitkiler için mevcut olan kalsiyum fosfat tuzlarına geçişini teşvik eden bakterilerin aktivitesini arttırdığı için bitkiye kül elementleri sağlamaya yardımcı olur. Asidik toprakların kireçlenmesi mikrobiyolojik ve biyokimyasal süreçleri iyileştirir, bu da nitrat miktarının yanı sıra sindirilebilir fosfor ve potasyum formlarını da arttırır.

Kireçlemenin makro elementlerin ve mikro elementlerin formları ve bulunabilirliği üzerindeki etkisi

Kireçleme kalsiyum miktarını artırır ve dolomit unu kullanıldığında magnezyum artar. Aynı zamanda manganez ve alüminyumun toksik formları çözünmez hale gelerek çökelmiş forma geçer. Demir, bakır, çinko, manganez gibi elementlerin bulunabilirliği azalıyor. Azot, kükürt, potasyum, kalsiyum, magnezyum, fosfor ve molibden daha kolay bulunur hale gelir.

Kireçlemenin fizyolojik asitli gübrelerin etkisi üzerindeki etkisi

Kireçleme, fizyolojik olarak asidik mineral gübrelerin, özellikle amonyak ve potas'ın etkinliğini arttırır.

Kireç ilavesi olmadan fizyolojik olarak asitli gübrelerin olumlu etkisi kaybolur ve zamanla olumsuz hale gelebilir. Yani gübrelenen alanlarda verim, gübrelenmeyen alanlara göre daha azdır. Kireçlemenin gübre kullanımıyla kombinasyonu etkinliğini% 25-50 artırır.

Kireçleme sırasında topraktaki enzimatik süreçler aktive edilir ve bu sayede verimliliği dolaylı olarak değerlendirilir.

Derleyen: Grigorovskaya P.I.

Sayfa eklendi: 05.12.13 00:40

Son güncelleme: 22.05.14 16:25

Edebi kaynaklar:

Glinka N.L. Genel Kimya. Üniversiteler için ders kitabı. Yayıncı: Leningrad: Kimya, 1985, s.731

Mineyev V.G. Tarımsal Kimya: Ders Kitabı – 2. baskı, gözden geçirilmiş ve genişletilmiş – M.: Moskova Devlet Üniversitesi Yayınevi, KolosS Yayınevi, 2004. – 720 s., l. hasta: hasta. – (Klasik üniversite ders kitabı).

Petrov B.A., Seliverstov N.F. Bitkilerin mineral beslenmesi. Öğrenciler ve bahçıvanlar için bir referans kılavuzu. Ekaterinburg, 1998. 79 s.

Çocuklar için ansiklopedi. Cilt 17. Kimya. / KAFA. ed. V.A. Volodin. – M.: Avanta +, 2000. – 640 s., hasta.

Yagodin B.A., Zhukov Yu.P., Kobzarenko V.I. Tarım Kimyası / Düzenleyen: B.A. Yagodina. – M.: Kolos, 2002. – 584 s.: hasta (Yüksek eğitim kurumlarının öğrencileri için ders kitapları ve öğretim yardımcıları).

Resimler (yeniden düzenlendi):

20 Ca Kalsiyum, CC BY kapsamında lisanslıdır

Buğdayda kalsiyum eksikliği, CIMMYT tarafından, CC BY-NC-SA kapsamında lisanslanmıştır

www.pesticidy.ru

Kalsiyum ve insanlık için rolü - Kimya

Kalsiyum ve insanlık için rolü

giriiş

Doğada olmak

Fiş

Fiziki ozellikleri

Kimyasal özellikler

Kalsiyum bileşiklerinin uygulanması

Biyolojik rol

Çözüm

Kaynakça

giriiş

Kalsiyum, atom numarası 20 olan, D.I. Mendeleev'in kimyasal elementlerinin periyodik sisteminin dördüncü periyodu olan ikinci grubun ana alt grubunun bir elementidir. Ca (lat. Kalsiyum) sembolü ile gösterilir. Basit madde kalsiyum (CAS numarası: 7440-70-2), gümüşi beyaz renkte, yumuşak, reaktif bir alkalin toprak metalidir.

20 numaralı elementin her yerde bulunmasına rağmen kimyagerler bile elementel kalsiyumu görememişlerdir. Ancak bu metal, hem görünüm hem de davranış açısından, teması yangın ve yanma tehlikesiyle dolu olan alkali metallerden tamamen farklıdır. Havada güvenle saklanabilir, sudan alev almaz. Elementel kalsiyumun mekanik özellikleri, onu metal ailesinde bir "kara koyun" yapmaz: kalsiyum, dayanıklılık ve sertlik açısından birçoğunu geride bırakır; torna tezgahında döndürülebilir, tel haline getirilebilir, dövülebilir, preslenebilir.

Yine de elementel kalsiyum neredeyse hiçbir zaman yapısal bir malzeme olarak kullanılmaz. Bunun için fazla aktif. Kalsiyum oksijen, kükürt ve halojenlerle kolayca reaksiyona girer. Azot ve hidrojenle bile belirli koşullar altında reaksiyona girer. Çoğu metal için atıl olan karbon oksitlerin ortamı kalsiyum için agresiftir. CO ve CO2 atmosferinde yanar.

İsmin tarihi ve kökeni

Elementin adı Lat'tan gelmektedir. calx (genitif durumda calcis) -- "kireç", "yumuşak taş". 1808'de elektrolitik yöntemle kalsiyum metalini izole eden İngiliz kimyager Humphry Davy tarafından önerildi. Davy, anot görevi gören bir platin plaka üzerinde ıslak sönmüş kireç ve cıva oksit HgO karışımını elektrolize etti. Katot, sıvı cıvaya batırılmış bir platin teldi. Elektroliz sonucunda kalsiyum amalgamı elde edildi. Davy, cıvayı damıtarak kalsiyum adı verilen bir metal elde etti.

Kalsiyum bileşikleri - kireçtaşı, mermer, alçı (ayrıca kireç - kireçtaşının kalsinasyonunun bir ürünü) birkaç bin yıl önce inşaatlarda kullanılmıştır. 18. yüzyılın sonuna kadar kimyagerler kireci basit bir katı madde olarak görüyorlardı. 1789'da A. Lavoisier kireç, magnezya, barit, alümina ve silikanın karmaşık maddeler olduğunu öne sürdü.

Doğada olmak

Yüksek kimyasal aktivitesi nedeniyle kalsiyum doğada serbest formda oluşmaz.

Kalsiyum yer kabuğunun kütlesinin %3,38'ini oluşturur (oksijen, silikon, alüminyum ve demirden sonra en çok bulunan 5. madde).

İzotoplar. Kalsiyum doğada altı izotopun bir karışımı olarak oluşur: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca ve 48Ca; bunların arasında en yaygın olanı - 40Ca - %96,97'dir.

Kalsiyumun altı doğal izotopundan beşi stabildir. Altıncı izotop olan 48Ca, altı izotopun en ağırı ve çok nadirdir (izotopik bolluğu yalnızca %0,187'dir), yakın zamanda 5,3 x 1019 yıllık yarılanma ömrüyle çift beta bozunumuna uğradığı keşfedildi.

Kayalarda ve minerallerde. Kalsiyumun çoğu, çeşitli kayaların (granitler, gnayslar vb.) silikatlarında ve alüminosilikatlarında, özellikle feldispat - Ca anortitinde bulunur.

Sedimanter kayaçlar formundaki kalsiyum bileşikleri, esas olarak kalsit mineralinden (CaCO3) oluşan tebeşir ve kireçtaşlarıyla temsil edilir. Kalsitin kristal formu - mermer - doğada çok daha az yaygındır.

Kalsit CaCO3, anhidrit CaSO4, kaymaktaşı CaSO4 0.5h3O ve alçıtaşı CaSO4 2h3O, florit CaF2, apatit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomit MgCO3 CaCO3 gibi kalsiyum mineralleri oldukça yaygındır. Doğal sudaki kalsiyum ve magnezyum tuzlarının varlığı onun sertliğini belirler.

Yer kabuğunda hızla göç eden ve çeşitli jeokimyasal sistemlerde biriken kalsiyum, 385 minerali (en büyük dördüncü mineral sayısı) oluşturur.

Yer kabuğunda göç. Kalsiyumun doğal göçünde, kalsiyum karbonatın su ve karbondioksit ile etkileşiminin çözünür bikarbonat oluşumu ile tersinir reaksiyonuyla ilişkili "karbonat dengesi" önemli bir rol oynar:

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

(denge, karbondioksit konsantrasyonuna bağlı olarak sola veya sağa kayar).

Biyojenik göç. Biyosferde, hemen hemen tüm hayvan ve bitki dokularında kalsiyum bileşikleri bulunur (aşağıya bakınız). Canlı organizmalarda önemli miktarda kalsiyum bulunur. Dolayısıyla, hidroksiapatit Ca5(PO4)3OH veya başka bir girdide 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2, insanlar dahil omurgalıların kemik dokusunun temelidir; Pek çok omurgasız hayvanın, yumurta kabuğunun vb. kabukları ve kabukları kalsiyum karbonat CaCO3'ten yapılır.İnsanların ve hayvanların canlı dokularında %1.4-2 Ca (kütle fraksiyonuna göre) bulunur; 70 kg ağırlığındaki bir insan vücudunda kalsiyum içeriği yaklaşık 1,7 kg'dır (esas olarak kemik dokusunun hücreler arası maddesinde).

Fiş

Serbest metalik kalsiyum, CaCl2 (%75-80) ve KCl'den veya CaCl2 ve CaF2'den oluşan bir eriyiğin elektrolizi ve ayrıca CaO'nun 1170-1200 °C'de alüminotermik indirgenmesiyle elde edilir:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Fiziki ozellikleri

Kalsiyum metali iki allotropik modifikasyonda mevcuttur. 443 °C'ye kadar, kübik yüz merkezli kafesli ?-Ca (parametre a = 0,558 nm) stabildir; daha yüksek stabil, ?-Fe tipi kübik vücut merkezli kafesli ?-Ca'dır (parametre a = 0,448) nm). Standart entalpi?H0 geçişi? > ? 0,93 kJ/mol'dür.

Kimyasal özellikler

Kalsiyum tipik bir alkali toprak metalidir. Kalsiyumun kimyasal aktivitesi yüksektir, ancak diğer tüm alkalin toprak metallerinden daha düşüktür. Havadaki oksijen, karbondioksit ve nem ile kolayca reaksiyona girer, bu nedenle kalsiyum metalinin yüzeyi genellikle donuk gridir, bu nedenle laboratuvarda kalsiyum genellikle diğer alkali toprak metalleri gibi bir katmanın altında sıkıca kapatılmış bir kavanozda depolanır. gazyağı veya sıvı parafin.

Standart potansiyeller serisinde kalsiyum, hidrojenin solunda bulunur. Ca2+/Ca0 çiftinin standart elektrot potansiyeli - 2,84 V'tur, böylece kalsiyum suyla aktif olarak reaksiyona girer, ancak ateşleme olmadan:

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

Kalsiyum normal koşullar altında aktif metal olmayanlarla (oksijen, klor, brom) reaksiyona girer:

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

Havada veya oksijende ısıtıldığında kalsiyum tutuşur. Kalsiyum ısıtıldığında daha az aktif metal olmayan maddelerle (hidrojen, bor, karbon, silikon, nitrojen, fosfor ve diğerleri) reaksiyona girer, örneğin:

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

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

3Ca + 2P = Ca3P2 (

CaP ve CaP5 bileşimlerinin kalsiyum fosfit), kalsiyum fosfitleri de bilinmektedir;

2Ca + Si = Ca2Si

(kalsiyum silisit), CaSi, Ca3Si4 ve CaSi2 bileşimlerinin kalsiyum silisitleri de bilinmektedir.

Yukarıdaki reaksiyonların oluşumuna, kural olarak, büyük miktarda ısının salınması eşlik eder (yani, bu reaksiyonlar ekzotermiktir). Metal olmayan tüm bileşiklerde kalsiyumun oksidasyon durumu +2'dir. Metal olmayan kalsiyum bileşiklerinin çoğu su ile kolayca ayrışır, örneğin:

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

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

Ca2+ iyonu renksizdir. Aleve çözünür kalsiyum tuzları eklendiğinde alev tuğla kırmızısına döner.

CaCl2 klorür, CaBr2 bromür, CaI2 iyodür ve Ca(NO3)2 nitrat gibi kalsiyum tuzları suda oldukça çözünür. Suda çözünmeyenler florür CaF2, karbonat CaCO3, sülfat CaSO4, ortofosfat Ca3(PO4)2, oksalat CaC2O4 ve diğerleridir.

Kalsiyum karbonat CaCO3'ün aksine, asidik kalsiyum karbonat (bikarbonat) Ca(HCO3)2'nin suda çözünür olması önemlidir. Doğada bu, aşağıdaki süreçlere yol açar. Karbondioksitle doyurulmuş soğuk yağmur veya nehir suyu yeraltına girip kireçtaşının üzerine düştüğünde çözünmeleri gözlenir:

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

Kalsiyum bikarbonatla doyurulmuş suyun yeryüzüne çıktığı ve güneş ışınlarıyla ısıtıldığı yerlerde ters bir reaksiyon meydana gelir:

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

Doğada büyük miktarda madde bu şekilde aktarılır. Sonuç olarak, yeraltında büyük boşluklar oluşabilir ve mağaralarda güzel taş “buz sarkıtları” (sarkıt ve dikitler) oluşabilir.

Suda çözünmüş kalsiyum bikarbonatın varlığı büyük ölçüde suyun geçici sertliğini belirler. Geçici olarak adlandırılır çünkü su kaynadığında bikarbonat ayrışır ve CaCO3 çöker. Bu fenomen, örneğin zamanla su ısıtıcısında kireç oluşmasına yol açar.

Kalsiyum metali uygulamaları

Kalsiyum metalinin ana kullanımı metallerin, özellikle nikel, bakır ve paslanmaz çeliğin üretiminde indirgeyici madde olarak kullanılır. Kalsiyum ve hidrürü ayrıca krom, toryum ve uranyum gibi indirgenmesi zor metallerin üretiminde de kullanılır. Kalsiyum-kurşun alaşımları pillerde ve yatak alaşımlarında kullanılır. Kalsiyum granülleri ayrıca vakum cihazlarından hava izlerini gidermek için de kullanılır.

Metalotermi

Saf metalik kalsiyum, nadir metallerin üretimi için metalotermide yaygın olarak kullanılmaktadır.

Alaşımların alaşımlanması

Saf kalsiyum, akü plakalarının ve bakım gerektirmeyen, kendi kendine deşarjı düşük marş kurşun-asit akülerinin üretiminde kullanılan kurşunun alaşımlanması için kullanılır. Ayrıca, yüksek kaliteli kalsiyum bebekleri BKA'nın üretiminde metalik kalsiyum kullanılır.

Nükleer füzyon

48Ca izotopu, süper ağır elementlerin üretimi ve periyodik tablodaki yeni elementlerin keşfi için en etkili ve yaygın olarak kullanılan malzemedir. Örneğin, hızlandırıcılarda süper ağır elementler üretmek için 48Ca iyonlarının kullanılması durumunda, bu elementlerin çekirdekleri, diğer "mermiler" (iyonlar) kullanımına kıyasla yüzlerce ve binlerce kat daha verimli bir şekilde oluşturulur.

Kalsiyum bileşiklerinin uygulanması

Kalsiyum hidrit. Kalsiyumun hidrojen atmosferinde ısıtılmasıyla metalurjide (metalothermi) ve sahada hidrojen üretiminde kullanılan Cah3 (kalsiyum hidrit) elde edilir.

Optik ve lazer malzemeleri Kalsiyum florür (florit), optikte (astronomik objektifler, mercekler, prizmalar) tek kristal formunda ve lazer malzemesi olarak kullanılır. Tek kristal formundaki kalsiyum tungstat (şeelit), lazer teknolojisinde ve ayrıca sintilatör olarak kullanılır.

Kalsiyum karbür. Kalsiyum karbür CaC2, asetilen üretiminde ve metallerin indirgenmesinde ve ayrıca kalsiyum siyanamid üretiminde yaygın olarak kullanılır (kalsiyum karbürün nitrojende 1200 °C'de ısıtılmasıyla reaksiyon ekzotermiktir, siyanamid fırınlarında gerçekleştirilir) .

Kimyasal akım kaynakları. Kalsiyumun yanı sıra alüminyum ve magnezyum alaşımları yedek termal elektrik pillerinde anot olarak kullanılır (örneğin kalsiyum kromat elementi). Katot gibi pillerde kalsiyum kromat kullanılır. Bu tür pillerin özelliği, uygun durumda son derece uzun bir raf ömrü (on yıllar), her koşulda (uzay, yüksek basınç) çalışabilme yeteneği, ağırlık ve hacim açısından yüksek özgül enerjidir. Dezavantajı: Kısa ömür. Bu tür piller, kısa bir süre için devasa elektrik gücü yaratmanın gerekli olduğu yerlerde (balistik füzeler, bazı uzay araçları vb.) kullanılır.

Yanmaz malzemeler. Refrakter malzemelerin üretiminde hem serbest formda hem de seramik karışımların bir parçası olarak kalsiyum oksit kullanılır.

İlaçlar. Kalsiyum bileşikleri antihistaminik olarak yaygın şekilde kullanılmaktadır.

Kalsiyum klorür

Kalsiyum glukonat

Kalsiyum gliserofosfat

Ayrıca osteoporozun önlenmesine yönelik ilaçlarda, hamile kadınlar ve yaşlılar için vitamin komplekslerinde kalsiyum bileşikleri bulunur.

Biyolojik rol

Kalsiyum bitki, hayvan ve insan vücudunda yaygın olarak bulunan bir makro besindir. İnsanlarda ve diğer omurgalılarda büyük bir kısmı iskelet ve dişlerde fosfat formunda bulunur. Çoğu omurgasız grubunun (süngerler, mercan polipleri, yumuşakçalar vb.) iskeleti, çeşitli kalsiyum karbonat (kireç) formlarından oluşur. Kalsiyum iyonları kanın pıhtılaşma süreçlerinde ve ayrıca kanın sabit ozmotik basıncının sağlanmasında rol oynar. Kalsiyum iyonları aynı zamanda evrensel ikinci habercilerden biri olarak görev yapar ve çeşitli hücre içi süreçleri düzenler - kas kasılması, ekzositoz, hormonların ve nörotransmiterlerin salgılanması vb. dahil. İnsan hücrelerinin sitoplazmasındaki kalsiyum konsantrasyonu yaklaşık 10-7 mol'dür, hücreler arası sıvılarda yaklaşık 10 -3 mol.

Kalsiyum gereksinimleri yaşa bağlıdır. Yetişkinler için gerekli günlük alım miktarı 800 ila 1000 miligram (mg) ve çocuklar için 600 ila 900 mg arasındadır ve bu, iskeletin yoğun büyümesi nedeniyle çocuklar için çok önemlidir. İnsan vücuduna gıdayla giren kalsiyumun büyük kısmı süt ürünlerinde bulunur; geri kalan kalsiyum ise et, balık ve bazı bitkisel ürünlerden (özellikle baklagillerden) gelir. Emilim hem kalın hem de ince bağırsakta meydana gelir ve asidik bir ortam, D vitamini ve C vitamini, laktoz ve doymamış yağ asitleri tarafından kolaylaştırılır. Magnezyumun kalsiyum metabolizmasındaki rolü önemlidir; eksikliği nedeniyle kalsiyum kemiklerden "yıkanır" ve böbreklerde (böbrek taşları) ve kaslarda birikir.

Aspirin, oksalik asit ve östrojen türevleri kalsiyumun emilimini engeller. Oksalik asit ile birleştirildiğinde kalsiyum, böbrek taşlarının bileşenleri olan suda çözünmeyen bileşikler üretir.

Bununla ilişkili çok sayıda süreç nedeniyle kandaki kalsiyum içeriği hassas bir şekilde düzenlenir ve doğru beslenmeyle eksiklik oluşmaz. Diyetten uzun süre uzak kalmak kramplara, eklem ağrısına, uyuşukluğa, büyüme kusurlarına ve kabızlığa neden olabilir. Daha derin eksiklik, sürekli kas kramplarına ve osteoporoza yol açar. Kahve ve alkolün kötüye kullanılması, bir kısmı idrarla atıldığı için kalsiyum eksikliğine neden olabilir.

Aşırı dozda kalsiyum ve D vitamini hiperkalsemiye, ardından da kemik ve dokularda (esas olarak idrar sistemini etkileyen) yoğun kireçlenmeye neden olabilir. Uzun süreli fazlalığı kas ve sinir dokularının işleyişini bozar, kanın pıhtılaşmasını artırır ve çinkonun kemik hücreleri tarafından emilimini azaltır. Bir yetişkin için maksimum günlük güvenli doz 1500 ila 1800 miligramdır.

Ürünler Kalsiyum, mg/100 g

Susam 783

Isırgan otu 713

Orman ebegümeci 505

Büyük muz 412

Galinsoga 372

Yağda sardalye 330

Sarmaşık budra 289

Köpek gülü 257

Badem 252

Muz mızrakçısı. 248

Fındık 226

Amarant tohumu 214

Su teresi 214

Soya fasulyesi kuru 201

3 yaşın altındaki çocuklar - 600 mg.

4 ila 10 yaş arası çocuklar - 800 mg.

10 ila 13 yaş arası çocuklar - 1000 mg.

13 ila 16 yaş arası ergenler - 1200 mg.

16 yaş ve üstü gençler - 1000 mg.

25 ila 50 yaş arası yetişkinler - 800 ila 1200 mg arası.

Hamile ve emziren kadınlar - 1500 ila 2000 mg arası.

Çözüm

Kalsiyum yeryüzünde en bol bulunan elementlerden biridir. Doğada çok var: dağ sıraları ve kil kayaları kalsiyum tuzlarından oluşur, deniz ve nehir suyunda bulunur, bitki ve hayvan organizmalarının bir parçasıdır.

Kalsiyum şehir sakinlerini sürekli olarak çevreliyor: hemen hemen tüm ana yapı malzemeleri - beton, cam, tuğla, çimento, kireç - bu elementi önemli miktarlarda içerir.

Doğal olarak bu tür kimyasal özelliklere sahip olan kalsiyumun doğada serbest halde bulunması mümkün değildir. Ancak hem doğal hem de yapay kalsiyum bileşikleri büyük önem kazanmıştır.

Kaynakça

1. Yayın Kurulu: Knunyants I. L. (baş editör) Chemical Encyclopedia: 5 ciltte - Moskova: Sovyet Ansiklopedisi, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 s.

2. Doronin. N.A. Calcium, Goskhimizdat, 1962. 191 s. resimlerle birlikte.

3. Dotsenko VA. - Tedavi edici ve önleyici beslenme. - Soru. beslenme, 2001 - N1-s.21-25

4. Bilezikian J. P. Kalsiyum ve kemik metabolizması // İçinde: K. L. Becker, ed.

www.e-ng.ru

Bilim Dünyası

Kalsiyum, kimyasal elementlerin periyodik tablosunun 4. grubunun ana alt grubu II'nin metal bir elementidir. Alkali toprak metal ailesine aittir. Kalsiyum atomunun dış enerji seviyesi 2 eşleştirilmiş s-elektronu içerir

Kimyasal etkileşimler sırasında enerjisel olarak verebildiği şey. Bu nedenle, Kalsiyum bir indirgeyici maddedir ve bileşiklerinde +2 oksidasyon durumuna sahiptir.Doğada kalsiyum yalnızca tuz formunda bulunur. Yer kabuğundaki kalsiyumun kütle oranı %3,6'dır. Ana doğal kalsiyum minerali kalsit CaCO3 ve çeşitleri - kireçtaşı, tebeşir, mermerdir. Ayrıca omurgası esas olarak kalsiyum karbonattan oluşan canlı organizmalar (örneğin mercanlar) da vardır. Ayrıca önemli kalsiyum mineralleri dolomit CaCO3 MgCO3, florit CaF2, alçı CaSO4 2h3O, apatit, feldispat vb.'dir. Kalsiyum canlı organizmaların yaşamında önemli bir rol oynar. İnsan vücudundaki kalsiyumun kütle oranı %1,4-2'dir. Dişlerin, kemiklerin, diğer doku ve organların bir parçasıdır, kanın pıhtılaşması sürecine katılır, kalp aktivitesini uyarır. Vücuda yeterli miktarda kalsiyum sağlamak için mutlaka süt ve süt ürünleri, yeşil sebzeler ve balık tüketmelisiniz.Basit bir madde olan kalsiyum, tipik gümüş-beyaz bir metaldir. Oldukça sert, plastik, yoğunluğu 1,54 g/cm3 ve erime noktası 842? C. Kimyasal olarak kalsiyum çok aktiftir. Normal koşullar altında havadaki oksijen ve nem ile kolayca etkileşime girer, bu nedenle hava geçirmez şekilde kapatılmış kaplarda saklanır. Kalsiyum havada ısıtıldığında tutuşur ve bir oksit oluşturur: 2Ca + O2 = 2CaO Kalsiyum ısıtıldığında klor ve brom ile ve soğukta bile flor ile reaksiyona girer. Bu reaksiyonların ürünleri karşılık gelen halojenürlerdir, örneğin: Ca + Cl2 = CaCl2. Kalsiyum kükürt ile ısıtıldığında kalsiyum sülfit oluşur: Ca + S = CaS. Kalsiyum ayrıca diğer metal olmayanlarla da reaksiyona girebilir. Su ile etkileşim az çözünür kalsiyum hidroksit oluşumuna ve hidrojen gazının açığa çıkmasına neden olur:Ca + 2h3O = Ca (OH)2 + h3.Kalsiyum metali yaygın olarak kullanılır. Çelik ve alaşımların üretiminde rozet olarak, bazı refrakter metallerin üretiminde ise indirgeyici madde olarak kullanılır.

Kalsiyum, erimiş kalsiyum klorürün elektrolizi ile elde edilir. Böylece kalsiyum ilk kez 1808 yılında Humphry Davy tarafından elde edildi.

worldofscience.ru

Kalsiyum (Latince Kalsiyum, Ca olarak sembolize edilir), atom numarası 20 ve atom kütlesi 40.078 olan bir elementtir. Dmitry Ivanovich Mendeleev'in kimyasal elementlerinin periyodik tablosunun dördüncü periyodu olan ikinci grubun ana alt grubunun bir elementidir. Normal koşullar altında, basit bir madde olan kalsiyum, gümüş-beyaz renkte, hafif (1,54 g/cm3) dövülebilir, yumuşak, kimyasal olarak aktif bir alkalin toprak metalidir.

Doğada kalsiyum altı izotopun bir karışımı olarak sunulur: 40Ca (%96,97), 42Ca (%0,64), 43Ca (%0,145), 44Ca (%2,06), 46Ca (%0,0033) ve 48Ca (%0,185). Yirminci elementin ana izotopu - en yaygın olanı - 40Ca'dır, izotop bolluğu yaklaşık% 97'dir. Kalsiyumun altı doğal izotopundan beşi stabildir; altı izotopun en ağırı olan ve oldukça nadir olan (izotopik bolluğu yalnızca %0,185'tir) altıncı izotop 48Ca'nın yakın zamanda yarılanma ömrüyle çift β bozunmasına uğradığı bulunmuştur. 5,3∙1019 yıl. Kütle numaraları 39, 41, 45, 47 ve 49 olan yapay olarak elde edilen izotoplar radyoaktiftir. Çoğu zaman canlı bir organizmadaki mineral metabolizma süreçlerinin incelenmesinde izotopik bir gösterge olarak kullanılırlar. Metalik kalsiyumun veya bileşiklerinin bir uranyum reaktöründe nötronlarla ışınlanmasıyla elde edilen 45Ca, topraklarda meydana gelen metabolik süreçlerin incelenmesinde ve bitkiler tarafından kalsiyum emilimi süreçlerinin araştırılmasında önemli bir rol oynar. Aynı izotop sayesinde, eritme işlemi sırasında çeşitli çelik türlerinin ve ultra saf demirin kalsiyum bileşikleriyle kirlenme kaynaklarını tespit etmek mümkün oldu.

Kalsiyum bileşikleri - mermer, alçıtaşı, kireçtaşı ve kireç (kireçtaşı pişirme ürünü) eski çağlardan beri bilinmektedir ve inşaat ve tıpta yaygın olarak kullanılmaktadır. Eski Mısırlılar piramitlerinin yapımında kalsiyum bileşiklerini kullandılar ve büyük Roma'nın sakinleri kırma taş, kireç ve kum karışımı kullanarak betonu icat ettiler. 18. yüzyılın sonuna kadar kimyagerler kirecin basit bir katı olduğuna inanıyorlardı. Lavoisier ancak 1789'da kireç, alümina ve diğer bazı bileşiklerin karmaşık maddeler olduğunu öne sürdü. 1808 yılında G. Davy tarafından elektroliz yoluyla kalsiyum metali elde edildi.

Kalsiyum metalinin kullanımı yüksek kimyasal aktivitesi ile ilişkilidir. Toryum, uranyum, krom, zirkonyum, sezyum, rubidyum gibi belirli metallerin bileşiklerinin geri kazanılmasında kullanılır; çelikten ve diğer bazı alaşımlardan oksijen ve kükürtün uzaklaştırılması için; organik sıvıların dehidrasyonu için; Vakum cihazlarında kalan gazların emilmesi için. Ayrıca kalsiyum metali bazı alaşımlarda alaşım bileşeni olarak görev yapar. Kalsiyum bileşikleri çok daha yaygın olarak kullanılmaktadır - inşaat, piroteknik, cam üretimi, tıp ve diğer birçok alanda kullanılmaktadırlar.

Kalsiyum en önemli biyojenik elementlerden biridir; çoğu canlı organizmanın normal yaşam süreçleri için gereklidir. Yetişkin vücudu bir buçuk kilograma kadar kalsiyum içerir. Canlı organizmaların tüm doku ve sıvılarında bulunur. Yirminci element, kemik dokusunun oluşumu, kalp atış hızının sürdürülmesi, kanın pıhtılaşması, dış hücre zarlarının normal geçirgenliğinin sürdürülmesi ve bir dizi enzimin oluşumu için gereklidir. Kalsiyumun bitki ve hayvanların vücudunda gerçekleştirdiği işlevlerin listesi çok uzundur. Kalsiyumun bulunmadığı bir ortamda yalnızca nadir organizmaların gelişebildiğini ve diğer organizmaların bu elementin %38'ini oluşturduğunu (insan vücudunda yalnızca %2 civarında kalsiyum bulunduğunu) söylemek yeterli olacaktır.

Biyolojik özellikler

Kalsiyum biyojenik elementlerden biridir; bileşikleri hemen hemen tüm canlı organizmalarda bulunur (kalsiyumdan yoksun bir ortamda çok az organizma gelişebilir), yaşam süreçlerinin normal seyrini sağlar. Yirminci element, hayvanların ve bitkilerin tüm dokularında ve sıvılarında bulunur; çoğu (insanlar dahil omurgalı organizmalarda) iskelette ve dişlerde fosfatlar (örneğin, hidroksiapatit Ca5(PO4)3OH veya 3Ca3) formunda bulunur. (P04)2Ca(OH)2). Yirminci elementin kemikler ve dişler için yapı malzemesi olarak kullanılması, hücrede kalsiyum iyonlarının kullanılmamasından kaynaklanmaktadır. Kalsiyum konsantrasyonu özel hormonlar tarafından kontrol edilir; bunların birleşik etkisi kemik yapısını korur ve korur. Çoğu omurgasız grubunun (yumuşakçalar, mercanlar, süngerler ve diğerleri) iskeletleri, çeşitli kalsiyum karbonat CaCO3 (kireç) formlarından yapılmıştır. Pek çok omurgasız hayvan, yeni bir iskelet oluşturmak veya olumsuz koşullarda hayati fonksiyonlarını sürdürmek için tüy dökmeden önce kalsiyum depolar. Hayvanlar kalsiyumu yiyeceklerden ve sudan, bitkiler ise topraktan alırlar ve bu elemente göre kalsifiller ve kalsefoblara ayrılırlar.

Bu önemli mikro elementin iyonları kanın pıhtılaşma süreçlerinde ve ayrıca kanın sabit ozmotik basıncının sağlanmasında rol oynar. Ek olarak, bir dizi hücresel yapının oluşumu, dış hücre zarlarının normal geçirgenliğinin korunması, balık ve diğer hayvanların yumurtalarının döllenmesi ve bir dizi enzimin aktivasyonu için kalsiyum gereklidir (belki de bu durum, kalsiyumun magnezyum iyonlarının yerini alması). Kalsiyum iyonları kas lifine uyarımı ileterek kasılmasına neden olur, kalp kasılmalarının gücünü arttırır, lökositlerin fagositik fonksiyonunu arttırır, koruyucu kan proteinleri sistemini aktive eder, hormonların ve nörotransmitterlerin salgılanması dahil ekzositozu düzenler. Kalsiyum kan damarlarının geçirgenliğini etkiler; bu element olmadan yağlar, lipitler ve kolesterol kan damarlarının duvarlarına yerleşir. Kalsiyum, ağır metal tuzlarının ve radyonüklidlerin vücuttan salınmasını teşvik eder ve antioksidan işlevleri yerine getirir. Kalsiyum üreme sistemini etkiler, anti-stres etkisine sahiptir ve anti-alerjik etkiye sahiptir.

Bir yetişkinin vücudundaki (70 kg ağırlığında) kalsiyum içeriği 1,7 kg'dır (esas olarak kemik dokusunun hücreler arası maddesinde). Bu elemente duyulan ihtiyaç yaşa bağlıdır: Yetişkinler için gerekli günlük alım miktarı 800 ila 1.000 miligram, çocuklar için ise 600 ila 900 miligram arasındadır. Çocuklarda yoğun kemik büyümesi ve gelişimi için gerekli dozu tüketmek özellikle önemlidir. Vücuttaki kalsiyumun ana kaynağı süt ve süt ürünleridir; kalsiyumun geri kalanı et, balık ve bazı bitkisel ürünlerden (özellikle baklagillerden) gelir. Kalsiyum katyonlarının emilimi kalın ve ince bağırsaklarda meydana gelir; emilim, asidik bir ortam, C ve D vitaminleri, laktoz (laktik asit) ve doymamış yağ asitleri ile kolaylaştırılır. Buna karşılık aspirin, oksalik asit ve östrojen türevleri yirminci elementin sindirilebilirliğini önemli ölçüde azaltır. Böylece kalsiyum oksalik asitle birleştirildiğinde böbrek taşlarının bileşenleri olan suda çözünmeyen bileşikler üretir. Magnezyumun kalsiyum metabolizmasındaki rolü büyüktür - eksikliği ile kalsiyum kemiklerden "yıkanır" ve böbreklerde (böbrek taşları) ve kaslarda birikir. Genel olarak vücutta yirminci elementin depolanması ve salınması konusunda karmaşık bir sistem vardır; bu nedenle kandaki kalsiyum içeriği hassas bir şekilde düzenlenir ve doğru beslenmeyle eksiklik veya fazlalık oluşmaz. Uzun süreli kalsiyum diyeti kramplara, eklem ağrısına, kabızlığa, yorgunluğa, uyuşukluğa ve büyüme geriliğine neden olabilir. Diyette uzun süreli kalsiyum eksikliği osteoporozun gelişmesine yol açar. Nikotin, kafein ve alkol, idrarla yoğun atılımına katkıda bulundukları için vücuttaki kalsiyum eksikliğinin nedenlerinden bazılarıdır. Bununla birlikte, yirminci elementin (veya D vitamininin) fazlalığı olumsuz sonuçlara yol açar - hiperkalsemi gelişir, bunun sonucu kemiklerin ve dokuların yoğun kireçlenmesidir (esas olarak idrar sistemini etkiler). Uzun süreli kalsiyum fazlalığı kas ve sinir dokularının işleyişini bozar, kanın pıhtılaşmasını artırır ve çinkonun kemik hücreleri tarafından emilimini azaltır. Osteoartrit, katarakt ve tansiyon sorunları ortaya çıkabilir. Yukarıdakilerden, bitki ve hayvan organizmalarının hücrelerinin kesin olarak tanımlanmış kalsiyum iyonu oranlarına ihtiyaç duyduğu sonucuna varabiliriz.

Farmakoloji ve tıpta kalsiyum bileşikleri vitaminlerin, tabletlerin, hapların, enjeksiyonların, antibiyotiklerin yanı sıra ampul ve tıbbi gereçlerin üretiminde kullanılır.

Erkek kısırlığının oldukça yaygın bir nedeninin vücutta kalsiyum eksikliği olduğu ortaya çıktı! Gerçek şu ki, spermin başı tamamen kalsiyumdan oluşan ok şeklinde bir yapıya sahiptir; bu elementin yeterli miktarı ile sperm zarı aşabilir ve yumurtayı dölleyebilir; yetersiz miktarda ise kısırlık meydana gelir. meydana gelmek.

Amerikalı bilim adamları, kandaki kalsiyum iyonu eksikliğinin hafızanın zayıflamasına ve zekanın azalmasına yol açtığını bulmuşlardır. Örneğin, ünlü ABD dergisi Science News'den, kedilerin ancak beyin hücrelerinde kandan daha fazla kalsiyum bulunması durumunda şartlı bir refleks geliştirdiğini doğrulayan deneyler biliniyordu.

Tarımda oldukça değerli olan kalsiyum siyanamid bileşiği, yalnızca nitrojen gübresi ve üre kaynağı olarak değil, sentetik reçinelerin üretimi için değerli bir gübre ve hammadde olarak da kullanılır, aynı zamanda reçinelerin mekanize edilmesinin mümkün olduğu bir madde olarak da kullanılır. pamuk tarlalarının hasadı. Gerçek şu ki, bu bileşikle muamele edildikten sonra pamuk bitkisi anında yapraklarını döküyor ve bu da insanların pamuk toplama işini makinelere bırakmasına olanak tanıyor.

Kalsiyum açısından zengin besinlerden bahsederken her zaman süt ürünlerinden bahsedilir, ancak sütün kendisi 100 g'da 120 mg (inek) ila 170 mg (koyun) kalsiyum içerir; Süzme peynir daha da fakirdir - 100 gramda yalnızca 80 mg. Süt ürünlerinden sadece peynir, 100 g ürün başına 730 mg (Gouda) ila 970 mg (Emmenthal) kalsiyum içerir. Bununla birlikte, yirminci elementin içeriği açısından rekorun sahibi haşhaştır - 100 gram haşhaş tohumu neredeyse 1.500 mg kalsiyum içerir!

Örneğin soğutma ünitelerinde kullanılan kalsiyum klorür CaCl2, başta büyük ölçekli soda üretimi olmak üzere birçok kimyasal teknolojik işlemin atık ürünüdür. Ancak kalsiyum klorürün çeşitli alanlarda yaygın olarak kullanılmasına rağmen tüketimi, üretimine göre oldukça düşüktür. Bu nedenle, örneğin soda fabrikalarının yakınında, bütün kalsiyum klorür tuzlu su gölleri oluşur. Bu tür depolama havuzları nadir değildir.

Kalsiyum bileşiklerinin ne kadar tüketildiğini anlamak için birkaç örnek vermekte fayda var. Çelik üretiminde kireç, fosfor, silikon, manganez ve kükürtün uzaklaştırılmasında kullanılır; oksijen dönüştürücü proseste ise bir ton çelik başına 75 kilogram kireç tüketilir! Başka bir örnek ise tamamen farklı bir alandan, gıda endüstrisinden geliyor. Şeker üretiminde ham şeker şurubu kireçle reaksiyona sokularak kalsiyum sakkaroz çökeltilir. Bu nedenle, şeker kamışı genellikle ton başına yaklaşık 3-5 kg ​​​​kireç ve pancar şekeri gerektirir - yüz kat daha fazla, yani bir ton şeker başına yaklaşık yarım ton kireç!

Suyun "sertliği", içinde çözünmüş kalsiyum ve magnezyum tuzlarının suya verdiği bir takım özelliklerdir. Sertlik geçici ve kalıcı olarak ikiye ayrılır. Geçici veya karbonat sertliği, suda çözünebilir hidrokarbonatlar Ca(HCO3)2 ve Mg(HCO3)2'nin varlığından kaynaklanır. Karbonat sertliğinden kurtulmak çok kolaydır - su kaynatıldığında bikarbonatlar suda çözünmeyen kalsiyum ve magnezyum karbonatlara dönüşerek çöker. Kalıcı sertlik aynı metallerin sülfatları ve klorürleri tarafından oluşturulur, ancak bundan kurtulmak çok daha zordur. Sert su, sabun köpüğü oluşumunu önlediği ve dolayısıyla çamaşırları daha kötü yıkadığı için çok tehlikeli değildir; daha da kötüsü, buhar kazanlarında ve kazan sistemlerinde kireç tabakası oluşturarak bunların verimliliğini düşürerek acil durumlara yol açmasıdır. İlginç olan, Antik Roma'da suyun sertliğinin nasıl belirleneceğini biliyor olmalarıydı. Reaktif olarak kırmızı şarap kullanıldı - renklendirici maddeleri kalsiyum ve magnezyum iyonlarıyla bir çökelti oluşturur.

Kalsiyumun depolamaya hazırlanma süreci çok ilginçtir. Kalsiyum metali, ağırlığı 0,5 ila 60 kg arasında değişen parçalar halinde uzun süre depolanır. Bu "külçeler" kağıt torbalara paketlenir, daha sonra lehimli ve boyalı dikişli galvanizli demir kaplara yerleştirilir. Sıkıca kapatılmış kaplar ahşap kutulara yerleştirilir. Yarım kilogramdan daha hafif olan parçalar uzun süre saklanamaz - oksitlendiğinde hızla oksit, hidroksit ve kalsiyum karbonata dönüşürler.

Hikaye

Kalsiyum metali nispeten yakın zamanda elde edildi - 1808'de, ancak insanlık bu metalin bileşiklerine çok uzun zamandır aşinadır. Antik çağlardan beri insanlar inşaat ve tıpta kireçtaşı, tebeşir, mermer, kaymaktaşı, alçıtaşı ve diğer kalsiyum içeren bileşikleri kullanmışlardır. Kireçtaşı CaCO3 büyük olasılıkla insanlar tarafından kullanılan ilk yapı malzemesiydi. Mısır piramitlerinin ve Çin Seddi'nin yapımında kullanılmıştır. Rusya'daki birçok tapınak ve kilisenin yanı sıra eski Moskova'daki binaların çoğu, beyaz bir taş olan kireçtaşı kullanılarak inşa edilmiştir. Antik çağda bile, bir kişi kireç taşını yakarak sönmemiş kireç (CaO) aldı; bu, Yaşlı Pliny'nin (MS 1. yüzyıl) ve Roma ordusunda doktor olan ve kendisine kalsiyum oksit kattığı Dioscorides'in çalışmalarının kanıtladığı gibi. "İlaçlar Üzerine" makalesi günümüze kadar ulaşan "sönmemiş kireç" adıdır. Ve tüm bunlar, saf kalsiyum oksidin ilk olarak Alman kimyager I tarafından tanımlanmasına rağmen. Daha sonra yalnızca 1746'da ve 1755'te pişirme sürecini inceleyen kimyager J. Black, pişirme sırasında kireçtaşı kütlesi kaybının, nedeniyle meydana geldiğini ortaya çıkardı. karbondioksit gazının salınmasına:

CaCO3 ↔ CO2 + CaO

Giza piramitlerinde kullanılan Mısır havanları, kısmen kurutulmuş alçı taşı CaSO4∙H2O'ya veya başka bir deyişle kaymaktaşı 2CaSO4∙H2O'ya dayanıyordu. Aynı zamanda Tutankhamun'un mezarındaki tüm sıvaların da temelidir. Mısırlılar sulama yapılarının yapımında bağlayıcı olarak yanmış alçıtaşı (kaymaktaşı) kullandılar. Mısırlı inşaatçılar, doğal alçıtaşını yüksek sıcaklıklarda yakarak kısmi dehidrasyonu başardılar ve molekülden sadece su değil, aynı zamanda sülfürik anhidrit de ayrıldı. Daha sonra su ile seyreltildiğinde sudan ve sıcaklık dalgalanmalarından korkmayan çok güçlü bir kütle elde edildi.

Romalılar haklı olarak betonun mucitleri olarak adlandırılabilir, çünkü binalarında bu yapı malzemesinin çeşitlerinden birini - kırma taş, kum ve kireç karışımı - kullandılar. Yaşlı Plinius'un bu tür betondan sarnıç yapımıyla ilgili bir açıklaması var: “Sarnıçlar inşa etmek için beş parça saf çakıl kumu, iki parça en iyi sönmüş kireç ve ağırlığı en fazla bir kilogram olan silex (sert lav) parçaları alın. her birini dövün, karıştırdıktan sonra alt ve yan yüzeyleri demir tokmak darbeleriyle sıkıştırın " İtalya'nın nemli ikliminde beton en dayanıklı malzemeydi.

İnsanlığın yaygın olarak tükettiği kalsiyum bileşiklerinin uzun zamandır farkında olduğu ortaya çıktı. Bununla birlikte, 18. yüzyılın sonuna kadar kimyagerler kirecin basit bir katı olduğunu düşünüyorlardı; kireç ve diğer kalsiyum bileşiklerinin doğası üzerine araştırmalar ancak yeni yüzyılın eşiğinde başladı. Böylece Stahl, kirecin toprak ve sulu prensiplerden oluşan karmaşık bir cisim olduğunu öne sürdü ve Black, kostik kireç ile "sabit hava" içeren karbonik kireç arasındaki farkı ortaya koydu. Antoine Laurent Lavoisier, 1789'da kireç, magnezya, barit, alümina ve silikanın karmaşık maddeler olduğunu öne sürmesine rağmen kireçli toprağı (CaO) bir element yani basit bir madde olarak sınıflandırdı, ancak bunu ancak kanıtlayarak mümkün olacaktır. “inatçı toprağı” (kalsiyum oksit) parçalıyor. Ve bunu başaran ilk kişi Humphry Davy'ydi. Potasyum ve sodyum oksitlerin elektroliz yoluyla başarılı bir şekilde ayrıştırılmasının ardından kimyager, aynı şekilde alkali toprak metalleri elde etmeye karar verdi. Bununla birlikte, ilk girişimler başarısız oldu - İngiliz, kireci havada ve bir yağ tabakası altında elektroliz yoluyla ayrıştırmaya çalıştı, ardından kireci bir tüpte metalik potasyum ile kalsine etti ve başka birçok deney gerçekleştirdi, ancak işe yaramadı. Son olarak, cıva katotlu bir cihazda, kirecin ve ondan metalik kalsiyumun elektrolizi yoluyla bir amalgam elde etti. Çok geçmeden metal elde etmenin bu yöntemi I. Berzelius ve M. Pontin tarafından geliştirildi.

Yeni element adını Latince "calx" kelimesinden (genitif durumda calcis) - kireç, yumuşak taştan almıştır. Calx, tebeşir, kireçtaşı, genellikle çakıl taşı, ancak çoğunlukla kireç bazlı harca verilen isimdi. Bu kavram aynı zamanda eski yazarlar (Vitruvius, Yaşlı Pliny, Dioscorides) tarafından da kireçtaşının yakılması, kirecin söndürülmesi ve harç hazırlanması gibi konularda kullanılmıştı. Daha sonra simyacılar çemberinde "calx" genel olarak ateşleme ürününü, özellikle de metalleri ifade etti. Örneğin, metal oksitlere metalik kireç adı verildi ve pişirme işleminin kendisine kalsinasyon adı verildi. Eski Rus reçete literatüründe kal (kir, kil) kelimesi bulunur, bu nedenle Trinity-Sergius Lavra'nın (XV. Yüzyıl) koleksiyonunda şöyle denir: "dışkı bulun, ondan potanın altını yaratırlar." Şüphesiz "calx" kelimesiyle ilişkili olan dışkı kelimesi ancak daha sonra gübre kelimesiyle eşanlamlı hale geldi. 19. yüzyılın başlarındaki Rus edebiyatında, kalsiyuma bazen kireçli toprağın temeli, kireçleme (Shcheglov, 1830), kireçlenme (Iovsky), kalsiyum, kalsiyum (Hess) deniyordu.

Doğada olmak

Kalsiyum gezegenimizdeki en yaygın elementlerden biridir - doğadaki niceliksel içerik bakımından beşinci (metal olmayanlardan yalnızca oksijen daha yaygındır -% 49,5 ve silikon -% 25,3) ve metaller arasında üçüncü (yalnızca alüminyum daha yaygındır - %7,5 ve demir - %5,08. Clarke (yerkabuğunun ortalama içeriği) kalsiyumun çeşitli tahminlere göre kütlece %2,96 ila %3,38 arasında değiştiğini, bu rakamın %3 civarında olduğunu kesinlikle söyleyebiliriz. Kalsiyum atomunun dış kabuğu, çekirdekle bağlantısı oldukça zayıf olan iki değerlik elektronuna sahiptir. Bu nedenle kalsiyum kimyasal olarak oldukça reaktiftir ve doğada serbest formda oluşmaz. Bununla birlikte, çeşitli jeokimyasal sistemlerde aktif olarak göç eder ve birikerek yaklaşık 400 mineral oluşturur: silikatlar, alüminosilikatlar, karbonatlar, fosfatlar, sülfatlar, borosilikatlar, molibdatlar, klorürler ve diğerleri, bu göstergede dördüncü sırada yer alır. Bazaltik magmalar eridiğinde, kalsiyum eriyikte birikir ve magmanın bazik kayalardan asidik kayalara farklılaşması sırasında içeriği azalan fraksiyonlama sırasında ana kaya oluşturucu minerallerin bileşimine dahil edilir. Kalsiyum çoğunlukla yer kabuğunun alt kısmında bulunur ve temel kayalarda birikir (%6,72); dünyanın mantosunda çok az kalsiyum vardır (%0,7) ve muhtemelen dünyanın çekirdeğinde daha da az kalsiyum vardır (çekirdeğe benzer demir meteorlarda yirminci element yalnızca %0,02'dir).

Doğru, taşlı göktaşlarındaki kalsiyum clarke'si% 1,4'tür (nadir kalsiyum sülfür bulunur), orta büyüklükteki kayalarda% 4,65'tir ve asidik kayalar ağırlıkça% 1,58 kalsiyum içerir. Kalsiyumun ana kısmı, çeşitli kayaların (granitler, gnayslar vb.) silikatlarında ve alüminosilikatlarında, özellikle feldispat - anortit Ca'da ve ayrıca diyopsit CaMg, wollastonit Ca3'te bulunur. Sedimanter kayaçlar formundaki kalsiyum bileşikleri, esas olarak kalsit mineralinden (CaCO3) oluşan tebeşir ve kireçtaşlarıyla temsil edilir.

Kalsiyum karbonat CaCO3 Dünya üzerinde en bol bulunan bileşiklerden biridir; kalsiyum karbonat mineralleri dünya yüzeyinin yaklaşık 40 milyon kilometre karesini kaplar. Dünya yüzeyinin birçok yerinde, eski deniz organizmalarının kalıntılarından (tebeşir, mermer, kireçtaşı, kabuk kayaları) oluşan önemli tortul kalsiyum karbonat birikintileri vardır; bunların hepsi küçük safsızlıklara sahip CaCO3'tür ve kalsit saf CaCO3'tür. Bu minerallerin en önemlisi kireçtaşı veya daha doğrusu kireçtaşlarıdır; çünkü her birikinti yoğunluk, bileşim ve yabancı madde miktarı bakımından farklılık gösterir. Örneğin, kabuk kayası organik kökenli kireçtaşıdır ve daha az safsızlık içeren kalsiyum karbonat, şeffaf kireçtaşı veya İzlanda spar kristalleri oluşturur. Tebeşir, kalsiyum karbonatın başka bir yaygın türüdür, ancak kalsitin kristalli bir formu olan mermer, doğada çok daha az yaygındır. Antik jeolojik çağlarda mermerin kireçtaşından oluştuğu genel olarak kabul edilmektedir. Yer kabuğu hareket ettikçe, tek tek kireçtaşı birikintileri diğer kaya katmanlarının altına gömüldü. Yüksek basınç ve sıcaklığın etkisi altında yeniden kristalleşme süreci meydana geldi ve kireçtaşı daha yoğun kristalli bir kaya mermerine dönüştü. Tuhaf sarkıt ve dikitler, başka bir kalsiyum karbonat türü olan aragonit mineralidir. Ortorombik aragonit ılık denizlerde oluşur - Bahamalar, Florida Keys ve Kızıldeniz havzasında aragonit formunda büyük kalsiyum karbonat katmanları oluşur. Ayrıca florit CaF2, dolomit MgCO3 CaCO3, anhidrit CaSO4, fosforit Ca5(PO4)3(OH,CO3) (çeşitli safsızlıklarla birlikte) gibi kalsiyum mineralleri ve apatit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH) formları da oldukça yaygındır. kalsiyum fosfat, kaymaktaşı CaSO4 · 0.5H2O ve alçıtaşı CaSO4 · 2H2O (kalsiyum sülfat formları) ve diğerleri. Kalsiyum içeren mineraller, safsızlık elementlerinin (örneğin, sodyum, stronsiyum, nadir toprak, radyoaktif ve diğer elementler) izomorfik olarak değiştirilmesini içerir.

Yirminci elementin büyük bir kısmı, suda ve havada bulunan az çözünen CaCO3, yüksek oranda çözünür Ca(HCO3)2 ve CO2 arasında küresel bir “karbonat dengesinin” varlığı nedeniyle doğal sularda bulunur:

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

Bu reaksiyon tersine çevrilebilir ve yirminci elementin yeniden dağıtımının temelini oluşturur - sularda yüksek karbondioksit içeriğiyle kalsiyum çözelti halindedir ve düşük CO2 içeriğiyle mineral kalsit CaCO3 çökelerek kalın kireçtaşı, tebeşir birikintileri oluşturur. ve mermer.

Önemli miktarda kalsiyum canlı organizmaların bir parçasıdır, örneğin hidroksiapatit Ca5(PO4)3OH veya başka bir girdide 3Ca3(PO4)2 Ca(OH)2 - insanlar dahil omurgalıların kemik dokusunun temeli. Kalsiyum karbonat CaCO3 birçok omurgasız hayvanın, yumurta kabuğunun, mercanların ve hatta incilerin kabuklarının ve kabuklarının ana bileşenidir.

Başvuru

Kalsiyum metali oldukça nadir kullanılır. Temel olarak, bu metal (ve hidrürü), indirgenmesi zor metallerin - uranyum, titanyum, toryum, zirkonyum, sezyum, rubidyum ve bunların bileşiklerinden (oksitler veya halojenürler) bir dizi nadir toprak metalinin metalotermik üretiminde kullanılır. ). Kalsiyum nikel, bakır ve paslanmaz çelik üretiminde indirgeyici madde olarak kullanılır. Yirminci element aynı zamanda çeliklerin, bronzların ve diğer alaşımların deoksidasyonu için, petrol ürünlerinden kükürtün uzaklaştırılması için, organik çözücülerin dehidrasyonu için, argonun nitrojen safsızlıklarından arındırılması için ve elektrikli vakum cihazlarında gaz emici olarak kullanılır. Kalsiyum metali, Pb-Na-Ca sisteminin (rulmanlarda kullanılan) sürtünme önleyici alaşımlarının üretiminde ve ayrıca elektrik kablosu kılıflarının üretiminde kullanılan Pb-Ca alaşımının üretiminde kullanılır. Silikokalsiyum alaşımı (Ca-Si-Ca), kaliteli çeliklerin üretiminde oksit giderici madde ve gaz giderici madde olarak kullanılır. Kalsiyum hem alüminyum alaşımları için alaşım elementi hem de magnezyum alaşımları için değiştirici katkı maddesi olarak kullanılır. Örneğin kalsiyumun eklenmesi alüminyum yatakların gücünü arttırır. Saf kalsiyum aynı zamanda akü plakalarının ve bakım gerektirmeyen, kendi kendine deşarjı düşük marş kurşun-asit akülerinin üretiminde kullanılan kurşun alaşımında da kullanılır. Ayrıca, yüksek kaliteli kalsiyum bebekleri BKA'nın üretiminde metalik kalsiyum kullanılır. Kalsiyum yardımıyla dökme demirdeki karbon içeriği düzenlenir ve bizmut kurşundan arındırılır, çelik oksijen, kükürt ve fosfordan arındırılır. Kalsiyumun yanı sıra alüminyum ve magnezyum alaşımları termal elektrik yedek pillerinde anot olarak kullanılır (örneğin kalsiyum kromat elemanı).

Ancak yirminci elementin bileşikleri çok daha yaygın olarak kullanılmaktadır. Ve her şeyden önce doğal kalsiyum bileşiklerinden bahsediyoruz. Dünyadaki en yaygın kalsiyum bileşiklerinden biri CaCO3 karbonattır. Saf kalsiyum karbonat kalsit mineralidir ve kireçtaşı, tebeşir, mermer ve kabuk kayası küçük safsızlıklara sahip CaCO3'tür. Kalsiyum ve magnezyum karbonatın karışımına dolomit denir. Kireçtaşı ve dolomit esas olarak inşaat malzemesi, yol yüzeyi veya toprağın asitliğini giderici olarak kullanılır. Kalsiyum karbonat CaCO3, kalsiyum oksit (sönmemiş kireç) CaO ve kalsiyum hidroksit (sönmüş kireç) Ca(OH)2 üretimi için gereklidir. Buna karşılık, CaO ve Ca(OH)2 kimya, metalurji ve makine mühendisliği endüstrilerinin birçok alanındaki ana maddelerdir - hem serbest formda hem de seramik karışımların bir parçası olarak kalsiyum oksit, refrakter malzemelerin üretiminde kullanılır; Kağıt hamuru ve kağıt endüstrisi devasa miktarlarda kalsiyum hidroksite ihtiyaç duyuyor. Ayrıca Ca(OH)2, ağartıcı (iyi bir ağartma ve dezenfektan), Berthollet tuzu, soda ve bitki zararlılarını kontrol etmek için bazı pestisitlerin üretiminde kullanılır. Çelik üretiminde kükürt, fosfor, silikon ve manganezin uzaklaştırılması için büyük miktarda kireç tüketilir. Kirecin metalurjideki bir diğer rolü de magnezyum üretimidir. Kireç ayrıca çelik telin çekilmesinde ve sülfürik asit içeren atık dekapaj sıvılarının nötrleştirilmesinde yağlayıcı olarak da kullanılır. Ayrıca kireç, içme ve endüstriyel suların arıtımında en yaygın kimyasal reaktiftir (şap veya demir tuzlarıyla birlikte süspansiyonları pıhtılaştırır ve tortuları giderir ve ayrıca geçici - bikarbonat - sertliği gidererek suyu yumuşatır). Günlük yaşamda ve tıpta çökeltilmiş kalsiyum karbonat, asit nötrleştirici bir madde, diş macunlarında hafif bir aşındırıcı, diyetlerde ek bir kalsiyum kaynağı, sakızın ayrılmaz bir parçası ve kozmetikte bir dolgu maddesi olarak kullanılır. CaCO3 ayrıca kauçuklarda, latekslerde, boyalarda ve emayelerde ve plastiklerde (ağırlıkça yaklaşık %10) ısı direncini, sertliğini, sertliğini ve işlenebilirliğini geliştirmek için dolgu maddesi olarak kullanılır.

Kalsiyum florür CaF2 özellikle önemlidir, çünkü bir mineral (florit) formunda endüstriyel açıdan önemli tek flor kaynağıdır! Kalsiyum florür (florit), optikte (astronomik objektifler, mercekler, prizmalar) ve lazer malzemesi olarak tek kristal formunda kullanılır. Gerçek şu ki, yalnızca kalsiyum florürden yapılmış camlar tüm spektrum bölgesine geçirgendir. Tek kristal formundaki kalsiyum tungstat (şeelit), lazer teknolojisinde ve ayrıca sintilatör olarak kullanılır. Soğutma üniteleri ve traktör ve diğer araçların lastiklerini doldurmak için kullanılan tuzlu suların bir bileşeni olan kalsiyum klorür CaCl2 de daha az önemli değildir. Kalsiyum klorür yardımıyla yollar ve kaldırımlar kar ve buzdan arındırılır; bu bileşik, taşıma ve depolama sırasında kömür ve cevherin donmasını önlemek için kullanılır; ahşap, yangına dayanıklı hale getirmek için çözeltisiyle emprenye edilir. CaCl2, beton karışımlarında prizin başlangıcını hızlandırmak ve betonun başlangıç ​​ve son mukavemetini arttırmak için kullanılır.

Yapay olarak üretilen kalsiyum karbür CaC2 (kalsiyum oksidin elektrikli fırınlarda kok ile kalsinasyonuyla), asetilen üretmek ve metalleri azaltmak ve ayrıca su buharının etkisi altında amonyak açığa çıkaran kalsiyum siyanamid üretmek için kullanılır. Ayrıca, sentetik reçinelerin üretimi için değerli bir gübre ve hammadde olan üre üretmek için kalsiyum siyanamid kullanılır. Kalsiyumun hidrojen atmosferinde ısıtılmasıyla metalurjide (metalotermi) ve sahada hidrojen üretiminde kullanılan CaH2 (kalsiyum hidrit) elde edilir (1 kilogram kalsiyum hidritten bir metreküpten fazla hidrojen elde edilebilir) ), örneğin balonları doldurmak için kullanılır. Laboratuvar uygulamalarında kalsiyum hidrit enerjik bir indirgeyici madde olarak kullanılır. Arsenik asidin kireçle nötrleştirilmesiyle elde edilen böcek ilacı kalsiyum arsenat, pamuk kurdu, morina güvesi, tütün kurdu ve Colorado patates böceğiyle mücadelede yaygın olarak kullanılıyor. Önemli fungisitler, bakır sülfat ve kalsiyum hidroksitten yapılan kireç sülfat spreyleri ve Bordeaux karışımlarıdır.

Üretme

Kalsiyum metalini ilk elde eden kişi İngiliz kimyager Humphry Davy'dir. 1808'de, anot görevi gören bir platin plaka üzerinde ıslak sönmüş kireç Ca(OH)2 ile cıva oksit HgO karışımını elektrolize etti (cıvaya batırılmış bir platin tel katot görevi görüyordu), bunun sonucunda Davy kalsiyum elde etti. Kimyager amalgamdan cıvayı çıkararak kalsiyum adını verdiği yeni bir metal elde etti.

Modern endüstride, serbest metalik kalsiyum, payı% 75-85 olan bir kalsiyum klorür CaCl2 eriyiğinin ve potasyum klorür KCl'nin (CaCl2 ve CaF2 karışımını kullanmak mümkündür) veya alüminotermik indirgeme ile elektrolizi ile elde edilir. 1.170-1.200 °C sıcaklıkta kalsiyum oksit CaO. Elektroliz için gereken saf susuz kalsiyum klorür, kalsiyum oksidin kömür varlığında ısıtıldığında klorlanmasıyla veya hidroklorik asidin kireçtaşı üzerindeki etkisiyle elde edilen CaCl2∙6H2O'nun dehidrasyonuyla elde edilir. Elektrolitik işlem, içine yabancı madde içermeyen kuru kalsiyum klorür tuzunun ve karışımın erime noktasını düşürmek için gerekli olan potasyum klorürün yerleştirildiği bir elektroliz banyosunda gerçekleşir. Grafit bloklar banyonun üzerine yerleştirilir - bakır-kalsiyum alaşımıyla doldurulmuş bir dökme demir veya çelik banyo olan anot, katot görevi görür. Elektroliz işlemi sırasında, kalsiyum bakır-kalsiyum alaşımına geçerek onu önemli ölçüde zenginleştirir; zenginleştirilmiş alaşımın bir kısmı sürekli olarak çıkarılır; bunun yerine kalsiyum bakımından fakir bir alaşım (% 30-35 Ca) eklenir, aynı zamanda klor oluşur daha sonra kireç sütünün klorlanmasına giden bir klor-hava karışımı (anot gazları). Zenginleştirilmiş bakır-kalsiyum alaşımı doğrudan bir alaşım olarak kullanılabilir veya saflaştırma (damıtma) için gönderilebilir; burada nükleer saflıkta metalik kalsiyum, vakumda damıtma yoluyla elde edilir (1.000-1.080 ° C sıcaklıkta ve artık basınçta) 13-20kPa). Yüksek saflıkta kalsiyum elde etmek için iki kez damıtılır. Elektroliz işlemi 680-720 °C sıcaklıkta gerçekleştirilir. Gerçek şu ki, bu, elektrolitik işlem için en uygun sıcaklıktır - daha düşük bir sıcaklıkta, kalsiyumla zenginleştirilmiş alaşım, elektrolitin yüzeyine doğru yüzer ve daha yüksek bir sıcaklıkta, kalsiyum, CaCl2 oluşumuyla elektrolit içinde çözünür. Kalsiyum ve kurşun veya kalsiyum ve çinko alaşımlarından, kurşunlu kalsiyum alaşımlarından (rulmanlar için) ve çinkodan (köpük beton üretmek için - alaşım nemle reaksiyona girdiğinde hidrojen açığa çıkar ve gözenekli bir yapı oluşturulur) sıvı katotlarla elektroliz sırasında ) doğrudan elde edilir. Bazen işlem, yalnızca erimiş elektrolitin yüzeyiyle temas eden soğutulmuş bir demir katotla gerçekleştirilir. Kalsiyum salındıkça, katot yavaş yavaş yükseltilir ve katılaşmış bir elektrolit tabakası tarafından atmosferik oksijenden korunan bir çubuk (50-60 cm) kalsiyum eriyikten dışarı çekilir. "Dokunma yöntemi", kalsiyum klorür, demir, alüminyum ve sodyum ile yoğun şekilde kirlenmiş kalsiyum üretir; saflaştırma, argon atmosferinde eritilerek gerçekleştirilir.

Kalsiyum üretmenin başka bir yöntemi - metalotermik - 1865 yılında ünlü Rus kimyager N. N. Beketov tarafından teorik olarak doğrulandı. Alüminotermik yöntem reaksiyona dayanmaktadır:

6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca

Briketler, kalsiyum oksit ve toz alüminyum karışımından preslenir, krom-nikel çelikten bir imbiğe yerleştirilir ve elde edilen kalsiyum, 1.170-1.200 °C'de ve 0.7-2.6 Pa'lık bir artık basınçta damıtılır. Kalsiyum buhar formunda elde edilir ve daha sonra soğuk bir yüzeyde yoğunlaştırılır. Kalsiyum üretimine yönelik alüminotermik yöntem Çin, Fransa ve diğer bazı ülkelerde kullanılmaktadır. ABD, İkinci Dünya Savaşı sırasında endüstriyel ölçekte kalsiyum üretimi için metalotermik yöntemi kullanan ilk ülke oldu. Aynı şekilde CaO'nun ferrosilikon veya silikoalüminyum ile indirgenmesiyle kalsiyum elde edilebilir. Kalsiyum %98-99 saflıkta külçe veya tabaka halinde üretilir.

Her iki yöntemin de artıları ve eksileri mevcuttur. Elektrolitik yöntem çok işlemlidir, enerji yoğundur (1 kg kalsiyum başına 40-50 kWh enerji tüketilir) ve aynı zamanda çevre dostu değildir, büyük miktarda reaktif ve malzeme gerektirir. Ancak bu yöntemle kalsiyum verimi %70-80 iken alüminotermik yöntemle verim yalnızca %50-60'tır. Ek olarak, metalotermik kalsiyum elde etme yönteminin dezavantajı, tekrar tekrar damıtma yapılmasının gerekli olmasıdır ve avantajı, düşük enerji tüketimi ve zararlı gaz ve sıvı emisyonlarının bulunmamasıdır.

Kısa bir süre önce, kalsiyum metali üretmek için yeni bir yöntem geliştirildi; bu yöntem, kalsiyum karbürün termal ayrışmasına dayanıyor: vakumda 1.750 °C'ye ısıtılan karbür, kalsiyum buharı ve katı grafit oluşturmak üzere ayrışıyor.

20. yüzyılın ortalarına kadar kalsiyum metali neredeyse hiç uygulama alanı bulamadığı için çok küçük miktarlarda üretiliyordu. Örneğin, İkinci Dünya Savaşı sırasında Amerika Birleşik Devletleri'nde 25 tondan fazla kalsiyum tüketilmiyordu, Almanya'da ise sadece 5-10 ton tüketiliyordu. Ancak 20. yüzyılın ikinci yarısında, kalsiyumun birçok nadir ve refrakter metal için aktif bir indirgeyici ajan olduğu anlaşıldığında, tüketimde hızlı bir artış (yılda yaklaşık 100 ton) ve bunun sonucunda bu metalin üretimi arttı. başlamak. Kalsiyumun, uranyum tetraflorürden uranyumun metalotermik indirgenmesinin bir bileşeni olarak kullanıldığı nükleer endüstrinin gelişmesiyle birlikte (kalsiyum yerine magnezyumun kullanıldığı Amerika Birleşik Devletleri hariç), talep (yılda yaklaşık 2.000 ton) yirmi numaralı element ve üretimi çok arttı. Şu anda Çin, Rusya, Kanada ve Fransa ana kalsiyum metal üreticileri olarak kabul edilebilir. Bu ülkelerden kalsiyum ABD, Meksika, Avustralya, İsviçre, Japonya, Almanya ve İngiltere'ye gönderiliyor. Kalsiyum metali fiyatları, Çin'in dünya pazarında yirminci elementin fazlasını oluşturacak miktarlarda metal üretmeye başlamasına kadar istikrarlı bir şekilde yükseldi ve bu da fiyatın düşmesine neden oldu.

Fiziki ozellikleri

Kalsiyum metali nedir? 1808 yılında İngiliz kimyager Humphry Davy tarafından elde edilen bu element, bir yetişkinin vücudundaki kütlesi 2 kilograma kadar çıkabilen bir metalin özellikleri nelerdir?

Basit madde kalsiyum gümüşi beyaz bir hafif metaldir. Kalsiyumun yoğunluğu yalnızca 1,54 g/cm3'tür (20 °C sıcaklıkta), bu da demirin (7,87 g/cm3), kurşunun (11,34 g/cm3), altının (19,3 g/cm3) yoğunluğundan önemli ölçüde daha düşüktür. ) veya platin (21,5 g/cm3). Kalsiyum, alüminyum (2,70 g/cm3) veya magnezyum (1,74 g/cm3) gibi "ağırlıksız" metallerden bile daha hafiftir. Çok az metal yirminci elementin yoğunluğundan daha düşük bir yoğunluğa sahip olabilir: sodyum (0,97 g/cm3), potasyum (0,86 g/cm3), lityum (0,53 g/cm3). Kalsiyumun yoğunluğu rubidyuma çok benzer (1,53 g/cm3). Kalsiyumun erime noktası 851 °C, kaynama noktası 1.480 °C'dir. Diğer alkali toprak metalleri de benzer erime noktalarına (biraz daha düşük olsa da) ve kaynama noktalarına sahiptir; stronsiyum (770 °C ve 1.380 °C) ve baryum (710 °C ve 1.640 °C).

Metalik kalsiyum iki allotropik modifikasyonda bulunur: 443 ° C'ye kadar normal sıcaklıklarda, α-kalsiyum, bakır gibi kübik yüz merkezli bir kafes ile stabildir ve parametrelerle: a = 0,558 nm, z = 4, uzay grubu Fm3m, atom yarıçapı 1,97 A, iyonik Ca2+ yarıçapı 1,04 A; 443-842 °C sıcaklık aralığında, a-demir tipinin vücut merkezli kübik kafesine sahip β-kalsiyum stabildir, a = 0,448 nm, z = 2, uzay grubu Im3m parametreleriyle. α-modifikasyonundan β-modifikasyonuna geçişin standart entalpisi 0,93 kJ/mol'dür. 0-300 °C sıcaklık aralığında kalsiyumun doğrusal genleşme sıcaklık katsayısı 22 10-6'dır. Yirminci elementin 20 °C'deki ısıl iletkenliği 125,6 W/(m·K) veya 0,3 cal/(cm sn °C)'dir. Kalsiyumun 0 ila 100 °C aralığındaki özgül ısı kapasitesi 623,9 J/(kg K) veya 0,149 cal/(g °C)'dir. Kalsiyumun 20° C sıcaklıkta elektriksel direnci 4,6 x 10-8 ohm m veya 4,6 x 10-6 ohm cm'dir; Yirmi numaralı elemanın elektrik direncinin sıcaklık katsayısı 4,57 ± 10-3'tür (20 °C'de). Kalsiyum elastik modülü 26 H/m2 veya 2600 kgf/mm2; çekme mukavemeti 60 MN/m2 (6 kgf/mm2); kalsiyum için elastik limit 4 MN/m2 veya 0,4 kgf/mm2'dir, akma mukavemeti 38 MN/m2'dir (3,8 kgf/mm2); yirminci elemanın bağıl uzaması %50; Brinell'e göre kalsiyum sertliği 200-300 MN/m2 veya 20-30 kgf/mm2'dir. Basınçtaki kademeli bir artışla kalsiyum, bir yarı iletkenin özelliklerini sergilemeye başlar, ancak kelimenin tam anlamıyla bir hale gelmez (aynı zamanda artık bir metal değildir). Basıncın daha da artmasıyla kalsiyum metalik duruma geri döner ve süperiletken özellikler sergilemeye başlar (süperiletkenliğin sıcaklığı cıvanınkinden altı kat daha yüksektir ve iletkenlik açısından diğer tüm elementlerin çok üzerindedir). Kalsiyumun benzersiz davranışı birçok yönden stronsiyuma benzer (yani periyodik tablodaki paralellikler kalır).

Elementel kalsiyumun mekanik özellikleri, mükemmel yapısal malzemeler olan metal ailesinin diğer üyelerinin özelliklerinden farklı değildir: yüksek saflıkta kalsiyum metali sünektir, kolayca preslenir ve haddelenir, tel haline getirilir, dövülür ve kesilmeye uygundur - bir torna tezgahında çalıştırılabilir. Bununla birlikte, bir inşaat malzemesinin tüm bu mükemmel niteliklerine rağmen, kalsiyum bunlardan biri değildir - bunun nedeni, yüksek kimyasal aktivitesidir. Doğru, kalsiyumun kemik dokusunun yeri doldurulamaz bir yapısal malzemesi olduğunu ve minerallerinin binlerce yıldır bir yapı malzemesi olduğunu unutmamalıyız.

Kimyasal özellikler

Kalsiyum atomunun dış elektron kabuğunun konfigürasyonu 4s2'dir ve bu, bileşiklerdeki yirminci elementin 2 değerlik değerini belirler. Dış katmanın iki elektronu atomlardan nispeten kolay bir şekilde ayrılarak pozitif çift yüklü iyonlara dönüşür. Bu nedenle kimyasal aktivite açısından kalsiyum, alkali metallerden (potasyum, sodyum, lityum) yalnızca biraz daha düşüktür. İkincisi gibi, kalsiyum da normal oda sıcaklığında bile oksijen, karbon dioksit ve nemli hava ile kolayca etkileşime girer ve CaO oksit ve Ca(OH)2 hidroksit karışımından oluşan donuk gri bir filmle kaplanır. Bu nedenle kalsiyum, bir mineral yağ, sıvı parafin veya kerosen tabakası altında hava geçirmez şekilde kapatılmış bir kapta depolanır. Oksijen ve havada ısıtıldığında kalsiyum tutuşur, parlak kırmızı bir alevle yanar ve erime noktası yaklaşık 2.600 °C olan beyaz, ateşe oldukça dayanıklı bir madde olan bazik oksit CaO'yu oluşturur. Kalsiyum oksit mühendislikte sönmemiş kireç veya yanmış kireç olarak da bilinir. Kalsiyum peroksitler - CaO2 ve CaO4 - de elde edildi. Kalsiyum suyla reaksiyona girerek hidrojen açığa çıkarır (bir dizi standart potansiyelde, kalsiyum hidrojenin solunda bulunur ve onu sudan uzaklaştırma kapasitesine sahiptir) ve kalsiyum hidroksit Ca(OH)2 oluşumu ve soğuk suda reaksiyon oran yavaş yavaş azalır (metal yüzey kalsiyum hidroksit üzerinde az çözünen bir tabakanın oluşması nedeniyle):

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q

Kalsiyum sıcak suyla daha enerjik bir şekilde reaksiyona girerek hidrojenin yerini hızla alır ve Ca(OH)2 oluşturur. Kalsiyum hidroksit Ca(OH)2 güçlü bir bazdır ve suda az çözünür. Doymuş bir kalsiyum hidroksit çözeltisine kireç suyu denir ve alkalidir. Havada kireçli su, karbondioksitin emilmesi ve çözünmeyen kalsiyum karbonatın oluşması nedeniyle hızla bulanıklaşır. Yirminci elementin suyla etkileşimi sırasında meydana gelen bu tür şiddetli süreçlere rağmen, alkali metallerin aksine, kalsiyum ve su arasındaki reaksiyon, patlama veya yangın olmadan daha az enerjiyle ilerler. Genel olarak kalsiyumun kimyasal aktivitesi diğer alkali toprak metallerininkinden daha düşüktür.

Kalsiyum aktif olarak halojenlerle birleşerek CaX2 tipi bileşikler oluşturur - soğukta flor ile ve 400 ° C'nin üzerindeki sıcaklıklarda klor ve brom ile reaksiyona girerek sırasıyla CaF2, CaCl2 ve CaBr2 verir. Erimiş haldeki bu halojenürler, kalsiyumun resmi olarak tek değerlikli olduğu CaX - CaF, CaCl tipi kalsiyum monohalojenürlerle oluşur. Bu bileşikler yalnızca dihalojenürlerin erime sıcaklığının üzerinde stabildir (soğutulduğunda Ca ve CaX2 oluşturacak şekilde orantısız hale gelirler). Ek olarak, kalsiyum, özellikle ısıtıldığında çeşitli metal olmayanlarla aktif olarak etkileşime girer: kükürt ile ısıtıldığında kalsiyum sülfür CaS elde edilir, ikincisi kükürt ekleyerek polisülfitler (CaS2, CaS4 ve diğerleri) oluşturur; 300-400 °C sıcaklıkta kuru hidrojen ile etkileşime giren kalsiyum, hidrojenin bir anyon olduğu iyonik bir bileşik olan hidrit CaH2'yi oluşturur. Kalsiyum hidrit CaH2, suyla şiddetli reaksiyona girerek hidrojen açığa çıkaran beyaz tuz benzeri bir maddedir:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Nitrojen atmosferinde ısıtıldığında (yaklaşık 500° C), kalsiyum tutuşur ve iki kristal formda (yüksek sıcaklık α ve düşük sıcaklık β) bilinen nitrür Ca3N2'yi oluşturur. Nitrür Ca3N4 ayrıca kalsiyum amid Ca(NH2)2'nin vakumda ısıtılmasıyla da elde edildi. Grafit (karbon), silikon veya fosfor ile hava erişimi olmadan ısıtıldığında kalsiyum, sırasıyla kalsiyum karbür CaC2, silisitler Ca2Si, Ca3Si4, CaSi, CaSi2 ve fosfitler Ca3P2, CaP ve CaP3 verir. Metal olmayan kalsiyum bileşiklerinin çoğu su ile kolaylıkla ayrışır:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

Bor ile kalsiyum, kalkojenler - kalkojenitler CaS, CaSe, CaTe ile kalsiyum borür CaB6'yı oluşturur. Polikalkojenitler CaS4, CaS5, Ca2Te3 de bilinmektedir. Kalsiyum, çeşitli metallerle (alüminyum, altın, gümüş, bakır, kurşun ve diğerleri) intermetalik bileşikler oluşturur. Enerjik bir indirgeyici madde olan kalsiyum, ısıtıldığında hemen hemen tüm metalleri oksitlerinden, sülfitlerinden ve halojenürlerinden uzaklaştırır. Kalsiyum, sıvı amonyak NH3 içinde iyice çözünür ve mavi bir çözelti oluşturur; bunun buharlaşması üzerine, metalik iletkenliğe sahip altın renkli bir katı bileşik olan amonyak [Ca(NH3)6] açığa çıkar. Kalsiyum tuzları genellikle asit oksitlerin kalsiyum oksitle etkileşimi, asitlerin Ca(OH)2 veya CaCO3 üzerindeki etkisi ve elektrolitlerin sulu çözeltilerindeki değişim reaksiyonları yoluyla elde edilir. Birçok kalsiyum tuzu suda yüksek oranda çözünür (CaCl2 klorür, CaBr2 bromür, CaI2 iyodür ve Ca(NO3)2 nitrat), neredeyse her zaman kristal hidratlar oluştururlar. Suda çözünmeyenler florür CaF2, karbonat CaCO3, sülfat CaSO4, ortofosfat Ca3(PO4)2, oksalat CaC2O4 ve diğerleridir.

Kalsiyumun tarihi

Kalsiyum, 1808 yılında sönmüş kireç ve cıva oksidin elektrolizi yoluyla, metalin kaldığı cıvanın damıtılması işlemi sonucunda kalsiyum amalgamı elde eden Humphry Davy tarafından keşfedildi. kalsiyum. Latince kireçöyle geliyor kireçİngiliz kimyagerin keşfedilen madde için seçtiği isim bu oldu.

Kalsiyum, D.I. kimyasal elementlerin periyodik tablosunun IV. grubunun ana alt grubu II'nin bir elementidir. Mendeleev'in atom numarası 20 ve atom kütlesi 40,08'dir. Kabul edilen isim Ca'dır (Latince - Kalsiyumdan).

Fiziksel ve kimyasal özellikler

Kalsiyum, gümüşi beyaz renkte, reaktif, yumuşak bir alkali metaldir. Oksijen ve karbondioksit ile etkileşime bağlı olarak metalin yüzeyi donuklaşır, bu nedenle kalsiyum özel bir depolama rejimi gerektirir - metalin bir sıvı parafin veya kerosen tabakası ile doldurulduğu sıkıca kapatılmış bir kap.

Kalsiyum, insanlar için gerekli olan mikro elementlerin en bilinenidir; sağlıklı bir yetişkin için günlük gereksinim 700 ila 1500 mg arasında değişir, ancak hamilelik ve emzirme döneminde artar; bu dikkate alınmalı ve kalsiyumun günlük olarak alınması gerekir. hazırlık şekli.

Doğada olmak

Kalsiyum çok yüksek kimyasal aktiviteye sahiptir, bu nedenle doğada serbest (saf) formda bulunmaz. Bununla birlikte, yer kabuğunda beşinci en yaygın olanıdır; tortul (kireçtaşı, tebeşir) ve kayalarda (granit) bileşikler halinde bulunur; feldspat anorit çok fazla kalsiyum içerir.

Canlı organizmalarda oldukça yaygındır; bitkilerde, hayvanlarda ve insanlarda, esas olarak dişlerde ve kemik dokusunda bulunur.

Kalsiyum emilimi

Kalsiyumun gıdalardan normal emiliminin önündeki bir engel, kalsiyumun çözünmesi için gerekli olan midenin hidroklorik asidini nötralize eden tatlılar ve alkaliler formundaki karbonhidratların tüketilmesidir. Kalsiyum emilim süreci oldukça karmaşıktır, bu nedenle bazen onu yalnızca yiyeceklerden almak yeterli değildir, ek mikro element alımı gereklidir.

Başkalarıyla etkileşim

Kalsiyumun bağırsakta emilimini arttırmak için, kalsiyum emilim sürecini kolaylaştırma eğiliminde olan gereklidir. Yemek yerken kalsiyum (takviye şeklinde) alındığında emilim engellenir ancak kalsiyum takviyesinin gıdalardan ayrı alınması bu süreci hiçbir şekilde etkilemez.

Vücuttaki kalsiyumun neredeyse tamamı (1 ila 1,5 kg) kemiklerde ve dişlerde bulunur. Kalsiyum, sinir dokusunun uyarılabilirliği, kas kasılması, kanın pıhtılaşma süreçlerinde rol oynar, hücrelerin çekirdeğinin ve zarlarının, hücresel ve doku sıvılarının bir parçasıdır, anti-alerjik ve anti-inflamatuar etkilere sahiptir, asidozu önler ve aktive eder. enzim ve hormonların sayısı. Kalsiyum ayrıca hücre zarı geçirgenliğinin düzenlenmesinde de rol oynar ve ters etkiye sahiptir.

Kalsiyum eksikliği belirtileri

Vücuttaki kalsiyum eksikliğinin belirtileri ilk bakışta alakasız belirtilerdir:

• sinirlilik, kötüleşen ruh hali;
• kardiyopalmus;
• kasılmalar, ekstremitelerin uyuşması;
• büyümenin ve çocukların yavaşlaması;
• yüksek tansiyon;
• tırnakların bölünmesi ve kırılganlığı;
• “ağrı eşiğini” düşüren eklem ağrısı;
• ağır menstruasyon.

Kalsiyum eksikliğinin nedenleri

Kalsiyum eksikliğinin nedenleri arasında dengesiz beslenme (özellikle oruç tutma), yiyeceklerdeki düşük kalsiyum içeriği, sigara içme ve kahve ve kafein içeren içeceklere bağımlılık, disbiyoz, böbrek hastalığı, tiroid hastalığı, hamilelik, emzirme ve menopoz yer alabilir.

Aşırı süt ürünleri tüketimi veya kontrolsüz ilaç kullanımı ile ortaya çıkabilen fazla kalsiyum, aşırı susama, bulantı, kusma, iştahsızlık, halsizlik ve idrara çıkma artışı ile karakterizedir.

Kalsiyumun hayatta kullanımı

Kalsiyum, uranyumun metalotermik üretiminde uygulama bulmuştur; doğal bileşikler formunda, bir dezenfeksiyon aracı olarak alçı ve çimento üretiminde hammadde olarak kullanılır (iyi bilinenler). çamaşır suyu).

Kalsiyum dünya üzerinde çok yaygın olmasına rağmen doğada serbest halde bulunmaz.

Saf kalsiyumu nasıl elde edebileceğinizi öğrenmeden önce doğal kalsiyum bileşiklerini tanıyalım.

Kalsiyum bir metaldir. Mendeleev'in periyodik tablosunda kalsiyum (Kalsiyum), Ca'nın atom numarası 20'dir veII. grupta yer alır. Bu kimyasal olarak aktif bir elementtir; oksijenle kolayca etkileşime girer. Gümüşi beyaz bir renge sahiptir.

Doğal kalsiyum bileşikleri

Kalsiyum bileşiklerini hemen hemen her yerde buluyoruz.

Kalsiyum karbonat, veya kalsiyum karbonat – en yaygın kalsiyum bileşiğidir. Kimyasal formülü CaCO3'tür. Mermer, tebeşir, kireçtaşı, kabuklu kaya - tüm bu maddeler az miktarda yabancı madde içeren kalsiyum karbonat içerir. Formülü de CaCO3 olan kalsitte hiçbir yabancı madde yoktur.

Kalsiyum sülfat kalsiyum sülfat da denir. Kalsiyum sülfatın kimyasal formülü CaSO4'tür. Bizim tarafımızdan bilinen mineral alçı, kristalin hidrat CaS04 · 2H20'dur.

Kalsiyum fosfat, ortofosforik asit kalsiyum tuzu. Bu, insanların ve hayvanların kemiklerinin yapıldığı malzemedir. Bu minerale trikalsiyum fosfat Ca3 (PO4)2 denir.

Kalsiyum klorürCaCl2 2 veya kalsiyum klorür, doğada kristalin hidrat CaCl2 · 6H20 formunda oluşur. Isıtıldığında bu bileşik su moleküllerini kaybeder.

Kalsiyum florür CaF 2 veya kalsiyum florür, florit mineralinde doğal olarak bulunabilir. Ve saf kristal kalsiyum diflorüre fluorspar adı verilir.

Ancak doğal kalsiyum bileşikleri her zaman insanların ihtiyaç duyduğu özelliklere sahip olmayabilir. Bu nedenle insan, bu tür bileşikleri yapay olarak başka maddelere dönüştürmeyi öğrenmiştir. Bu yapay bileşiklerin bazıları bize doğal olanlardan daha tanıdık geliyor. Bunun bir örneği, insanlar tarafından çok uzun zamandır kullanılan sönmüş Ca(OH) 2 ve sönmemiş kireç CaO'dur. Çimento, kalsiyum karbür, çamaşır suyu gibi birçok yapı malzemesi aynı zamanda yapay kalsiyum bileşikleri de içerir.

Elektroliz nedir

Muhtemelen neredeyse hepimiz elektroliz denilen olguyu duymuşuzdur. Bu sürecin en basit tanımını vermeye çalışacağız.

Tuzların sulu çözeltilerinden elektrik akımı geçirilirse, kimyasal dönüşümler sonucunda yeni kimyasal maddeler oluşur. Bir çözeltiden elektrik akımı geçtiğinde çözeltide meydana gelen işlemlere elektroliz denir. Tüm bu süreçler elektrokimya adı verilen bir bilim tarafından incelenmektedir. Elbette elektroliz işlemi yalnızca akımı ileten bir ortamda gerçekleşebilir. Asitlerin, bazların ve tuzların sulu çözeltileri böyle bir ortamdır. Bunlara elektrolitler denir.

Elektrotlar elektrolite batırılır. Negatif yüklü elektroda katot denir. Pozitif yüklü elektrota anot adı verilir. Elektrik akımı bir elektrolitten geçtiğinde elektroliz meydana gelir. Elektrolizin bir sonucu olarak çözünmüş maddelerin bileşenleri elektrotlar üzerinde biriktirilir. Katotta pozitif, anotta ise negatif yüklüdürler. Ancak elektrotların kendisinde ikincil reaksiyonlar meydana gelebilir ve bu da ikincil bir maddenin oluşmasına neden olabilir.

Elektroliz yardımıyla kimyasal reaktifler kullanılmadan kimyasal ürünlerin oluştuğunu görüyoruz.

Kalsiyumu nasıl alırsınız?

Endüstride kalsiyum, erimiş kalsiyum klorür CaCl2'nin elektrolizi ile elde edilebilir.

CaCl2 = Ca + Cl2

Bu süreçte grafitten yapılmış bir banyo anot görevi görür. Banyo elektrikli fırına yerleştirilir. Küvetin genişliği boyunca hareket eden ve aynı zamanda yükselip alçalma özelliğine sahip bir demir çubuk katottur. Elektrolit, banyoya dökülen erimiş kalsiyum klorürdür. Katot elektrolite indirilir. Elektroliz süreci bu şekilde başlar. Katot altında erimiş kalsiyum oluşur. Katot yükseldiğinde kalsiyum katoda temas ettiği yerde katılaşır. Yani yavaş yavaş katodu yükseltme sürecinde kalsiyum bir çubuk şeklinde birikir. Daha sonra kalsiyum çubuğu katottan uzaklaştırılır.

Saf kalsiyum ilk kez 1808'de elektrolizle elde edildi.

Kalsiyum ayrıca alüminotermik indirgeme kullanılarak oksitlerden elde edilir. .

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

Bu durumda kalsiyum buhar şeklinde elde edilir. Bu buhar daha sonra yoğunlaşır.

Kalsiyum yüksek kimyasal aktiviteye sahiptir. Bu nedenle endüstride refrakter metallerin oksitlerden geri kazanılmasında ve ayrıca çelik ve dökme demir üretiminde yaygın olarak kullanılmaktadır.