ime kalcij. Kalcijum kao hemijski element, njegova uloga. Kalcijum i njegova uloga za čovečanstvo - Hemija
DEFINICIJA
Kalcijum- dvadeseti element periodnog sistema. Oznaka - Ca od latinskog "kalcijum". Smješten u četvrtom periodu, IIA grupa. Odnosi se na metale. Punjenje jezgra je 20.
Kalcijum je jedan od najzastupljenijih elemenata u prirodi. Sadrži približno 3% (masenih) u zemljinoj kori. Javlja se kao brojne naslage krečnjaka i krede, kao i mermera, koji su prirodne varijante kalcijum karbonata CaCO 3 . U velikim količinama nalaze se i gips CaSO 4 × 2H 2 O, fosforit Ca 3 (PO 4) 2 i, konačno, razni silikati koji sadrže kalcij.
U obliku jednostavne tvari, kalcij je savitljiv, prilično tvrd metal. bijele boje(Sl. 1). Na zraku se brzo prekriva slojem oksida, a kada se zagrije, gori svijetlim crvenkastim plamenom. Kalcijum reaguje relativno sporo sa hladnom vodom, ali iz vruća voda brzo istiskuje vodonik, formirajući hidroksid.
Rice. 1. Kalcijum. Izgled.
Atomska i molekularna težina kalcijuma
Relativna molekulska težina supstance (M r) je broj koji pokazuje koliko je puta masa date molekule veća od 1/12 mase atoma ugljika, i relativna atomska masa elementa (Ar r) je koliko je puta prosječna masa atoma nekog kemijskog elementa veća od 1/12 mase atoma ugljika.
Budući da u slobodnom stanju kalcij postoji u obliku monoatomskih molekula Ca, vrijednosti njegove atomske i molekularne mase su iste. One su jednake 40,078.
Izotopi kalcijuma
Poznato je da se u prirodi kalcijum može naći u obliku četiri stabilna izotopa 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca i 48Ca, sa jasnom prevlašću izotopa 40Ca (99,97%). Njihovi maseni brojevi su 40, 42, 43, 44, 46 i 48, respektivno. Jezgro atoma izotopa kalcija 40 Ca sadrži dvadeset protona i dvadeset neutrona, a preostali izotopi se od njega razlikuju samo po broju neutrona.
Postoje umjetni izotopi kalcija sa maseni brojevi od 34 do 57, među kojima je najstabilniji 41 Ca sa vremenom poluraspada od 102 hiljade godina.
Kalcijumovi joni
Napolju nivo energije Atom kalcija ima dva valentna elektrona:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
Kao rezultat hemijska interakcija kalcijum donira svoje valentne elektrone, tj. je njihov donor, i pretvara se u pozitivno nabijeni ion:
Ca 0 -2e → Ca 2+.
Molekul i atom kalcijuma
U slobodnom stanju, kalcijum postoji u obliku monoatomskih molekula Ca. Evo nekih svojstava koja karakteriziraju atom i molekulu kalcija:
legura kalcijuma
Kalcijum služi kao legirajuća komponenta nekih legura olova.
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
| Vježbajte | Napišite jednadžbe reakcije koje se mogu koristiti za izvođenje sljedećih transformacija: Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → Ca(HCO 3) 2. |
| Odgovori | Otapanjem kalcijuma u vodi možete dobiti zamućeni rastvor jedinjenja poznatog kao "vapneno mleko" - kalcijum hidroksida: Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2. Propuštanjem ugljen-dioksida kroz rastvor kalcijum hidroksida dobijamo kalcijum karbonat: 2Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O. Dodavanjem vode u kalcijum karbonat i nastavljanjem propuštanja ugljičnog dioksida kroz ovu smjesu, dobijamo kalcijum bikarbonat: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2. |
Kalcijum
KALCIJUM-I; m.[od lat. calx (calcis) - kreč] Hemijski element (Ca), srebrno-bijeli metal koji je dio krečnjaka, mramora itd.
◁ Kalcijum, th, th. K soli.
kalcijum(lat. Kalcijum), hemijski element II grupe periodnog sistema, pripada zemnoalkalnim metalima. Naziv od lat. calx, genitiv calcis - kreč. Srebrno-bijeli metal, gustina 1,54 g/cm 3, t pl 842ºC. Na normalnim temperaturama lako oksidira na zraku. Po rasprostranjenosti u zemljinoj kori zauzima 5. mjesto (minerali kalcit, gips, fluorit itd.). Kao aktivno redukciono sredstvo, koristi se za dobijanje U, Th, V, Cr, Zn, Be i drugih metala iz njihovih jedinjenja, za deoksidaciju čelika, bronze itd. Uključen je u sastav antifrikcionih materijala. Jedinjenja kalcijuma koriste se u građevinarstvu (kreč, cement), preparati kalcijuma - u medicini.
KALCIJUMKALCIJUM (lat. Calcium), Ca (čitaj "kalcijum"), hemijski element sa atomskim brojem 20, koji se nalazi u četvrtom periodu u grupi IIA periodnog sistema elemenata Mendeljejeva; atomska masa 40.08. Pripada broju zemnoalkalnih elemenata (cm. ZEMNOALKALNI METALI).
Prirodni kalcijum se sastoji od mješavine nuklida (cm. NUKLID) sa masenim brojevima 40 (u mješavini mase 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) i 46 (0,003%). Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja 4 s 2
. U skoro svim jedinjenjima, oksidaciono stanje kalcijuma je +2 (valentnost II).
Radijus neutralnog atoma kalcija je 0,1974 nm, polumjer Ca 2+ jona je od 0,114 nm (za koordinacijski broj 6) do 0,148 nm (za koordinacijski broj 12). Sekvencijalne energije jonizacije neutralnog atoma kalcijuma su 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 i 84,5 eV, respektivno. Na Paulingovoj skali, elektronegativnost kalcijuma je oko 1,0. U slobodnom obliku, kalcijum je srebrno-bijeli metal.
Istorija otkrića
Jedinjenja kalcijuma se nalaze svuda u prirodi, tako da ih je čovječanstvo upoznalo od davnina. Kreč se već dugo koristi u građevinskoj industriji. (cm. LIME)(živi kreč i gašeni), koji se dugo vremena smatrao jednostavnom materijom, "zemljom". Međutim, 1808. godine engleski naučnik G. Davy (cm. DEVI Humphrey) uspeo da dobije novi metal od kreča. Da bi to učinio, Davy je podvrgao elektrolizi mješavinu blago navlaženog gašenog vapna sa živinim oksidom i izolirao novi metal iz amalgama nastalog na živinoj katodi, koji je nazvao kalcij (od latinskog calx, genus case calcis - vapno). U Rusiji se neko vrijeme ovaj metal zvao "krečnjak".
Biti u prirodi
Kalcijum je jedan od najzastupljenijih elemenata na zemlji. On čini 3,38% mase zemljine kore (5. mesto po obilju posle kiseonika, silicijuma, aluminijuma i gvožđa). Zbog visoke hemijske aktivnosti kalcijum u slobodnom obliku u prirodi nije pronađen. Većina kalcijuma se nalazi u silikatima. (cm. SILIKATI) i aluminosilikati (cm. ALUMOSILIKATI) razne stijene (graniti (cm. GRANIT), gnajsovi (cm. GNEISS) itd.). U obliku sedimentnih stijena, spojevi kalcija su predstavljeni kredom i krečnjakom, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita. (cm. KALCIT)(CaCO3). Kristalni oblik kalcita - mermer - se u prirodi nalazi mnogo rjeđe.
Minerali kalcijuma kao što je krečnjak su prilično rasprostranjeni. (cm. KRAČNJAK) SaCO 3 , anhidrit (cm. ANHIDRIT) CaSO 4 i gips (cm. GIGPS) CaSO 4 2H 2 O, fluorit (cm. FLUORIT) CaF 2 , apatit (cm. APATITE) Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomit (cm. DOLOMIT) MgCO 3 CaCO 3. Prisustvo soli kalcija i magnezija u prirodnoj vodi određuje njenu tvrdoću. (cm. TVRDOĆA VODE). Značajna količina kalcijuma je deo živih organizama. Dakle, hidroksilapatit Ca 5 (PO 4) 3 (OH), ili, u drugom unosu, 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca (OH) 2 - osnova koštanog tkiva kičmenjaka, uključujući ljude; ljuske i ljuske mnogih beskičmenjaka, ljuske jaja itd. su napravljene od kalcijum karbonata CaCO 3.
Potvrda
Metalni kalcijum se dobija elektrolizom taline koja se sastoji od CaCl 2 (75-80%) i KCl ili od CaCl 2 i CaF 2, kao i aluminotermnom redukcijom CaO na 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Fizički i Hemijska svojstva
Metalni kalcijum postoji u dvije alotropske modifikacije (vidi Alotropija (cm. ALOTROPIJA)). Do 443 °C, a-Ca sa kubičnom lice-centriranom rešetkom je stabilan (parametar a = 0,558 nm), viši b-Ca je stabilan sa kubičnom tijelo centriranom rešetkom tipa a-Fe (parametar a = 0,448 nm). Tačka topljenja kalcijuma je 839 ° C, tačka ključanja je 1484 ° C, gustina je 1,55 g / cm 3.
Hemijska aktivnost kalcijuma je visoka, ali niža od svih ostalih zemnoalkalnih metala. Lako reaguje sa kiseonikom, ugljen-dioksidom i vlagom u vazduhu, zbog čega je površina metalnog kalcijuma obično mutno siva, pa se u laboratoriji kalcijum obično skladišti, kao i drugi zemnoalkalni metali, u dobro zatvorenoj tegli ispod sloja. kerozina.
U nizu standardnih potencijala, kalcijum se nalazi lijevo od vodonika. Standardni elektrodni potencijal para Ca 2+ /Ca 0 je -2,84 V, tako da kalcijum aktivno reaguje sa vodom:
Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2.
Sa aktivnim nemetalima (kiseonik, hlor, brom), kalcij reaguje u normalnim uslovima:
2Ca + O 2 \u003d 2CaO; Ca + Br 2 \u003d CaBr 2.
Kada se zagrije na zraku ili kisiku, kalcij se zapali. Sa manje aktivnim nemetalima (vodikom, borom, ugljikom, silicijumom, dušikom, fosforom i drugima), kalcij stupa u interakciju kada se zagrijava, na primjer:
Ca + H 2 \u003d CaH 2 (kalcijum hidrid),
Ca + 6B = CaB 6 (kalcijum borid),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (kalcijum nitrid)
Ca + 2C \u003d CaC 2 (kalcijum karbid)
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (kalcijum fosfid), poznati su i kalcijum fosfidi sastava CaP i CaP 5;
Poznati su i 2Ca + Si \u003d Ca 2 Si (kalcijum silicid), kalcijum silicidi sastava CaSi, Ca 3 Si 4 i CaSi 2.
Tijek gore navedenih reakcija u pravilu je praćen oslobađanjem velike količine topline (tj. ove reakcije su egzotermne). U svim jedinjenjima sa nemetalima, oksidaciono stanje kalcijuma je +2. Većina spojeva kalcija s nemetalima lako se razgrađuje vodom, na primjer:
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2,
Ca 3 N 2 + 3H 2 O \u003d 3Ca (OH) 2 + 2NH 3.
Kalcijum oksid je obično bazičan. U laboratoriji i tehnologiji dobija se termičkom razgradnjom karbonata:
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2.
Tehnički kalcijum oksid CaO naziva se živo vapno.
Reaguje sa vodom da formira Ca (OH) 2 i oslobađa veliku količinu toplote:
CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2.
Ca (OH) 2 dobijen na ovaj način obično se naziva gašeno vapno ili krečno mleko (cm. LIMENO MLIJEKO) zbog činjenice da je rastvorljivost kalcijum hidroksida u vodi niska (0,02 mol/l na 20°C), a kada se doda u vodu, formira se bijela suspenzija.
Kada je u interakciji s kiselim oksidima, CaO stvara soli, na primjer:
CaO + CO 2 \u003d CaCO 3; CaO + SO 3 \u003d CaSO 4.
Ca 2+ jon je bezbojan. Kada se u plamen dodaju kalcijumove soli, plamen postaje ciglano crven.
Kalcijumove soli kao što su CaCl 2 hlorid, CaBr 2 bromid, CaI 2 jodid i Ca(NO 3) 2 nitrat su visoko rastvorljive u vodi. CaF 2 fluorid, CaCO 3 karbonat, CaSO 4 sulfat, Ca 3 (PO 4) 2 prosječni ortofosfat, CaC 2 O 4 oksalat i neki drugi su nerastvorljivi u vodi.
Važna je činjenica da je, za razliku od prosječnog kalcijum karbonata CaCO 3, kiseli kalcijum karbonat (hidrokarbonat) Ca (HCO 3) 2 rastvorljiv u vodi. U prirodi to dovodi do sljedećih procesa. Kada hladna kišnica ili riječna voda, zasićena ugljičnim dioksidom, prodre pod zemlju i padne na krečnjake, uočava se njihovo otapanje:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2.
Na istim mjestima gdje voda zasićena kalcijum bikarbonatom izlazi na površinu zemlje i zagrijava se sunčevim zracima, događa se obrnuta reakcija:
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Dakle, u prirodi postoji prijenos velikih masa tvari. Kao rezultat toga, pod zemljom se mogu formirati ogromni padovi (vidi Karst (cm. krš (prirodni fenomen))), a u pećinama se formiraju prekrasne kamene "leđice" - stalaktiti (cm. STALAPTITI (mineralne formacije)) i stalagmitima (cm. STALAGMITI).
Prisustvo rastvorenog kalcijum bikarbonata u vodi u velikoj meri određuje privremenu tvrdoću vode. (cm. TVRDOĆA VODE). Naziva se privremenim jer kada se voda prokuva, bikarbonat se razgrađuje, a CaCO 3 taloži. Ova pojava dovodi, na primjer, do činjenice da se kamenac stvara u kotliću s vremenom.
Upotreba kalcijuma i njegovih spojeva
Metalni kalcij se koristi za metalotermnu proizvodnju uranijuma (cm. Uranijum (hemijski element)), torijum (cm. TORIJA), titanijum (cm. TITAN (hemijski element)), cirkonijum (cm. CIRKONIJ), cezijum (cm. CEZIJUM) i rubidijum (cm. RUBIDIJUM).
Prirodna jedinjenja kalcija se široko koriste u proizvodnji veziva (cement (cm. CEMENT), gips (cm. GIGPS), kreč, itd.). Vezivno dejstvo gašenog vapna zasniva se na činjenici da kalcijum hidroksid vremenom reaguje sa ugljen-dioksidom u vazduhu. Kao rezultat tekuće reakcije nastaju igličasti kristali CaCO3 kalcita, koji prerastaju u obližnje kamenje, cigle i druge građevinske materijale i, takoreći, spajaju ih u jedinstvenu cjelinu. Kristalni kalcijum karbonat - mermer - fini završni materijal. Kreda se koristi za krečenje. Velike količine krečnjaka se troše u proizvodnji livenog gvožđa, jer omogućavaju prenos vatrostalnih nečistoća željezna ruda(na primjer, kvarc SiO 2) u relativno nisko topljive troske.
Izbjeljivač je vrlo efikasan kao dezinficijens. (cm. PRAŠAK ZA IZBJELJIVANJE)- “hlor” Ca(OCl)Cl – pomešani hlorid i kalcijum hipohlorit (cm. KALCIJUM HIPOHLORIT) sa velikom oksidacionom moći.
Široko se koristi i kalcijum sulfat, koji postoji i u obliku bezvodnog jedinjenja i u obliku kristalnih hidrata - takozvanog "poluvodenog" sulfata - alabastra (cm. ALEVIZ FRYAZIN (milanski)) CaSO 4 0,5H 2 O i dvovodni sulfat - gips CaSO 4 2H 2 O. Gips se široko koristi u građevinarstvu, vajarstvu, za izradu štukature i raznih umjetničkih proizvoda. Gips se također koristi u medicini za učvršćivanje kostiju u slučaju prijeloma.
Kalcijum hlorid CaCl 2 se koristi zajedno sa kuhinjskom solju za suzbijanje zaleđivanja puteva. Kalcijum fluorid CaF 2 je odličan optički materijal.
kalcijuma u organizmu
Kalcijum je biogeni element (cm. BIOGENI ELEMENTI), stalno prisutan u tkivima biljaka i životinja. Važna komponenta mineralnog metabolizma životinja i ljudi i mineralne ishrane biljaka, kalcij obavlja u organizmu razne funkcije. Sadrži apatit (cm. APATITI), kao i kalcijum sulfat i karbonat čini mineralnu komponentu koštanog tkiva. Ljudsko tijelo teško 70 kg sadrži oko 1 kg kalcija. Kalcijum je uključen u rad jonskih kanala (cm. IONSKI KANALI), vršeći transport tvari kroz biološke membrane, u prijenosu nervnog impulsa (cm. NERVI IMPULS), u procesu zgrušavanja krvi (cm. KOAGULACIJA KRVI) i đubrenje. Kalciferoli regulišu metabolizam kalcijuma u telu (cm. KALCIFEROLI)(vitamin D). Nedostatak ili višak kalcijuma dovodi do raznih bolesti – rahitisa (cm. rahitis), kalcifikacija (cm. KALCINOZA) itd. Stoga ljudska hrana treba da sadrži kalcijumove spojeve u pravim količinama (800-1500 mg kalcijuma dnevno). Sadržaj kalcijuma je visok u mliječnim proizvodima (kao što su svježi sir, sir, mlijeko), nekim povrćem i drugim namirnicama. Preparati kalcijuma se široko koriste u medicini.
enciklopedijski rječnik. 2009 .
Sinonimi:Pogledajte šta je "kalcijum" u drugim rječnicima:
- (Ca) žuti sjajni i savitljivi metal. Specifična gravitacija 1.6. Rječnik strane reči uključeno u ruski jezik. Pavlenkov F., 1907. KALCIJUM (novi lat. kalcijum, od lat. calx kreč). Metal srebrne boje. Rječnik stranih riječi, ... ... Rečnik stranih reči ruskog jezika
KALCIJUM- KALCIJUM, Kalcijum, hem. element, char. Ca, sjajni, srebrno bijeli metal sa kristalnim. lom, koji spada u grupu zemnoalkalnih metala. Oud. težina 1,53; at. in. 40.07; tačka topljenja 808°. Sa je jedan od veoma ... ... Velika medicinska enciklopedija
- (Kalcijum), Ca, hemijski element II grupe periodnog sistema, atomski broj 20, atomska masa 40,08; odnosi se na zemnoalkalne metale; mp 842shC. Sadrži u koštanom tkivu kičmenjaka, školjkama mekušaca, ljusci jaja. Kalcijum ... ... Moderna enciklopedija
Metal je srebrno bijel, viskozan, savitljiv, brzo oksidira na zraku. Brzina topljenja pa 800 810°. U prirodi se javlja u obliku raznih soli, koje formiraju naslage krede, krečnjaka, mermera, fosforita, apatita, gipsa itd. Na žuti. dor… … Tehnički željeznički rječnik
- (lat. Kalcijum) Ca, hemijski element II grupe periodnog sistema, atomski broj 20, atomska masa 40,078, pripada zemnoalkalnim metalima. Naziv je od latinskog calx, genitiva calcis lime. Srebrno bijeli metal, ... ... Veliki enciklopedijski rječnik
Kalcijum(Kalcijum), Ca, hemijski element grupe II periodnog sistema Mendeljejeva, atomski broj 20, atomska masa 40,08; srebrno-bijeli laki metal. Prirodni element je mješavina šest stabilnih izotopa: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca i 48 Ca, od kojih je 40 Ca najčešći (96,97%).
Jedinjenja Ca - krečnjak, mermer, gips (kao i kreč - proizvod gorenja krečnjaka) koriste se u građevinarstvu od davnina. Sve do kraja 18. veka hemičari su smatrali da je kreč jednostavna supstanca. A. Lavoisier je 1789. godine sugerirao da su vapno, magnezijum, barit, glinica i silicijum kompleksne supstance. G. Davy je 1808. godine, podvrgavajući mješavinu vlažnog gašenog vapna sa živinim oksidom elektrolizi sa živinom katodom, pripremio amalgam Ca i nakon što je izbacio živu iz njega, dobio je metal nazvan "Kalcij" (od latinskog calx , rod case calcis - kreč) .
Raspodjela kalcijuma u prirodi. Po zastupljenosti u zemljinoj kori, Ca zauzima 5. mesto (posle O, Si, Al i Fe); sadržaj 2,96% težinski. Snažno migrira i akumulira u različitim geohemijskim sistemima, formirajući 385 minerala (4. mjesto po broju minerala). Malo je Ca u Zemljinom omotaču, a verovatno još manje u Zemljinom jezgru (0,02% u gvozdenim meteoritima). Ca prevladava u donjem dijelu zemljine kore, akumulira se u osnovnim stijenama; većina Ca je zatvorena u feldspat - anortit Ca; sadržaj u bazičnim stijenama 6,72%, u kiselim (graniti i dr.) 1,58%. Izuzetno oštra diferencijacija Ca javlja se u biosferi, uglavnom povezana sa "karbonatnom ravnotežom": kada ugljični dioksid stupi u interakciju sa CaCO 3 karbonatom, nastaje rastvorljivi bikarbonat Ca (HCO 3) 2: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \ u003d Ca (HCO 3) 2 \u003d Ca 2+ + 2HCO 3-. Ova reakcija je reverzibilna i osnova je preraspodjele Ca. Sa visokim sadržajem CO 2 u vodama, Ca je u rastvoru, a sa niskim sadržajem CO 2 mineral kalcit CaCO 3 taloži se, formirajući snažne naslage krečnjaka, krede i mermera.
Biogena migracija takođe igra veliku ulogu u istoriji Ca. U živoj materiji od elemenata-metala, Ca je glavni. Poznati su organizmi koji sadrže više od 10% Ca (više ugljika), grade svoj skelet od jedinjenja Ca, uglavnom od CaCO 3 (vapnene alge, mnogi mekušci, bodljikaši, koralji, rizomi, itd.). Sa sahranjivanjem skeleta mora. Životinje i biljke povezuju se s nakupljanjem kolosalnih masa algi, koralja i drugih vapnenaca, koji se, uranjajući u dubine zemlje i mineralizirajući, pretvaraju u različite vrste mramora.
Ogromna područja s vlažnom klimom (šumske zone, tundra) karakterizira nedostatak Ca - ovdje se lako ispira iz tla. To je povezano s niskom plodnošću tla, niskom produktivnošću domaćih životinja, njihovom malom veličinom, a često i bolestima skeleta. Zbog toga veliki značaj ima vapnenje tla, ishranu domaćih životinja i ptica itd. Naprotiv, CaCO 3 je slabo rastvorljiv u suvoj klimi, pa su stepski i pustinjski pejzaži bogati Ca. Gips CaSO 4 2H 2 O se često akumulira u slanim močvarama i slanim jezerima.
Reke unose dosta Ca u okean, ali se ne zadržava u okeanskoj vodi (prosečan sadržaj je 0,04%), već je koncentrisan u skeletima organizama i nakon njihove smrti, taloži se na dno uglavnom u obliku CaCO 3 . Krečni mulj je rasprostranjen na dnu svih okeana na dubinama ne većim od 4000 m (CaCO 3 se rastvara na velikim dubinama, organizmi tamo često imaju nedostatak Ca).
Podzemne vode igraju važnu ulogu u migraciji Ca. U krečnjačkim masivima mjestimično snažno ispiraju CaCO 3, što je povezano s razvojem krša, stvaranjem pećina, stalaktita i stalagmita. Osim kalcita, u morima prošlih geoloških epoha, u morima prošlih geoloških epoha bilo je rasprostranjeno taloženje Ca fosfata (na primjer, nalazišta fosforita Karatau u Kazahstanu), dolomita CaCO 3 ·MgCO 3 i gipsa tokom isparavanja. .
Tokom geološke istorije, formiranje biogenog karbonata se povećavalo, dok se hemijska precipitacija kalcita smanjivala. U pretkambrijskim morima (prije više od 600 miliona godina) nije bilo životinja s vapnenačkim skeletom; oni su stekli široku upotrebu još od kambrija (koralji, sunđeri, itd.). Ovo se pripisuje visokom sadržaju CO 2 u pretkambrijskoj atmosferi.
Fizička svojstva kalcijuma. Kristalna rešetka α-oblika Ca (stabilna na običnoj temperaturi) je kubna sa centriranjem lica, a = 5,56Å. Atomski radijus 1,97Å, jonski radijus Ca 2+ 1,04Å. Gustina 1,54 g/cm3 (20 °C). Iznad 464 °C, heksagonalni β-oblik je stabilan. t pl 851 °C, t kip 1482 °C; temperaturni koeficijent linearne ekspanzije 22 10 -6 (0-300 °C); toplotna provodljivost na 20 °C 125,6 W/(m K) ili 0,3 cal/(cm s °C); specifični toplotni kapacitet (0-100 °C) 623,9 j/(kg K) ili 0,149 cal/(g °C); električna otpornost na 20 °C 4,6 10 -8 ohm m ili 4,6 10 -6 ohm cm; temperaturni koeficijent električnog otpora 4,57 10 -3 (20 °C). Modul elastičnosti 26 Gn / m 2 (2600 kgf / mm 2); vlačna čvrstoća 60 MN / m 2 (6 kgf / mm 2); granica elastičnosti 4 MN / m 2 (0,4 kgf / mm 2), granica popuštanja 38 MN / m 2 (3,8 kgf / mm 2); izduženje 50%; Tvrdoća po Brinellu 200-300 MN / m 2 (20-30 kgf / mm 2). Kalcijum dovoljno visoke čistoće je plastičan, dobro presovan, valjan i može se mašinski obrađivati.
Hemijska svojstva kalcijuma. Eksterna konfiguracija elektronska školjka atoma Ca 4s 2, prema kojem je Ca u jedinjenjima 2-valentan. Hemijski Ca je veoma aktivan. Na uobičajenim temperaturama Ca lako stupa u interakciju s kisikom i vlagom u zraku, pa se skladišti u hermetički zatvorenim posudama ili pod mineralnim uljem. Kada se zagrije na zraku ili kisiku, zapali se, dajući osnovni oksid CaO. Poznati su i peroksidi Ca-CaO 2 i CaO 4. U početku Ca brzo reagira sa hladnom vodom, a zatim se reakcija usporava zbog stvaranja Ca(OH) 2 filma. Ca energično reaguje sa vrućom vodom i kiselinama, oslobađajući H 2 (osim koncentrovanog HNO 3). Reaguje sa fluorom na hladnom, a sa hlorom i bromom - iznad 400 ° C, dajući CaF 2, CaCl 2 i CaBr 2, respektivno. Ovi halogenidi u rastopljenom stanju sa Ca formiraju takozvana podjedinjenja - CaF, CaCl, u kojima je Ca formalno monovalentan. Kada se Ca zagrije sa sumporom, dobije se kalcijum sulfid CaS, koji dodaje sumpor, formirajući polisulfide (CaS 2, CaS 4 i drugi). U interakciji sa suhim vodonikom na 300-400 ° C, Ca formira hidrid CaH 2 - jonsko jedinjenje u kojem je vodik anion. Na 500 °C Ca i dušik daju Ca 3 N 2 nitrid; interakcija Ca sa amonijakom na hladnom dovodi do kompleksnog amonijaka Ca 6 . Kada se zagreva bez pristupa vazduhu sa grafitom, silicijumom ili fosforom, Ca daje kalcijum karbid CaC 2 , silicide Ca 2 Si, CaSi, CaSi 2 i fosfid Ca 3 P 2 , respektivno. Ca formira intermetalna jedinjenja sa Al, Ag, Au, Cu, Li, Mg, Pb, Sn i drugima.
Dobijanje kalcijuma. U industriji se Ca dobija na dva načina: 1) zagrevanjem briketirane mešavine CaO i Al praha na 1200°C u vakuumu od 0,01-0,02 mm Hg. Art.; oslobađa se reakcijom: 6CaO + 2 Al \u003d 3CaO Al 2 O 3 + 3Ca Ca para kondenzira se na hladnoj površini; 2) elektrolizom taline CaCl 2 i KCl sa tečnom bakar-kalcijum katodom, priprema se legura Cu - Ca (65% Ca) iz koje se Ca oddestiluje na temperaturi od 950-1000°C u vakuum od 0,1-0,001 mm Hg. Art.
Upotreba kalcijuma. U obliku čistog metala, Ca se koristi kao redukciono sredstvo za U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb i neke retke zemne metale iz njihovih jedinjenja. Također se koristi za deoksidaciju čelika, bronze i drugih legura, za uklanjanje sumpora iz naftnih derivata, za dehidraciju organskih tekućina, za pročišćavanje argona od dušičnih nečistoća, te kao apsorber plina u električnim vakuum uređajima. Antifrikcijski materijali Pb-Na-Ca sistema, kao i legure Pb-Ca, koje se koriste za izradu električnih školjki, dobili su veliku primjenu u tehnici. kablovi. Legura Ca-Si-Ca (silikokalcijum) koristi se kao deoksidator i degasator u proizvodnji visokokvalitetnih čelika.
kalcijuma u organizmu. Ca je jedan od biogenih elemenata neophodnih za normalan tok životnih procesa. Prisutan je u svim tkivima i tekućinama životinja i biljaka. Samo rijetki organizmi mogu se razviti u okruženju bez Ca. U nekim organizmima sadržaj Ca dostiže 38%; kod ljudi - 1,4-2%. Ćelije biljnih i životinjskih organizama trebaju strogo određene omjere Ca 2+, Na+ i K+ jona u vanćelijskom mediju. Biljke dobijaju Ca iz tla. Prema njihovom odnosu prema Ca, biljke se dijele na kalcefile i kalcefobe. Životinje unose Ca iz hrane i vode. Ca je neophodan za formiranje niza ćelijskih struktura, održavanje normalne propusnosti vanjskih ćelijskih membrana, za oplodnju jajašaca riba i drugih životinja, te za aktiviranje niza enzima. Ca 2+ joni prenose ekscitaciju na mišićno vlakno, izazivajući njegovo kontrakciju, povećavaju snagu srčanih kontrakcija, povećavaju fagocitnu funkciju leukocita, aktiviraju sistem zaštitnih proteina krvi i učestvuju u njegovoj koagulaciji. U ćelijama je skoro sav Ca u obliku jedinjenja sa proteinima, nukleinskim kiselinama, fosfolipidima, u kompleksima sa neorganskim fosfatima i organskim kiselinama. U krvnoj plazmi ljudi i viših životinja samo 20-40% Ca može biti povezano s proteinima. Kod životinja sa skeletom, do 97-99% ukupnog Ca se koristi kao građevinski materijal: u beskičmenjacima, uglavnom u obliku CaCO 3 (školjke mekušaca, koralji), u kralježnjacima, u obliku fosfata. Mnogi beskičmenjaci pohranjuju Ca prije linjanja kako bi izgradili novi kostur ili osigurali vitalne funkcije nepovoljni uslovi.
Sadržaj Ca u krvi ljudi i viših životinja reguliran je hormonima paratireoidne i štitne žlijezde. Najvažniju ulogu u ovim procesima ima vitamin D. Apsorpcija Ca se dešava u prednji dio tanko crijevo. Asimilacija Ca se pogoršava sa smanjenjem kiselosti u crijevima i ovisi o odnosu Ca, P i masti u hrani. Optimalni omjeri Ca/P u kravljem mlijeku je oko 1,3 (u krompiru 0,15, u pasulju 0,13, u mesu 0,016). Sa viškom P ili oksalne kiseline u hrani, apsorpcija Ca se pogoršava. Žučne kiseline ubrzavaju njegovu apsorpciju. Optimalni odnos Ca/masti u ljudskoj hrani je 0,04-0,08 g Ca na 1 g masti. Izlučivanje Ca se odvija uglavnom kroz crijeva. Sisari tokom laktacije gube mnogo Ca sa mlekom. Uz kršenje metabolizma fosfora i kalcija kod mladih životinja i djece, razvija se rahitis, kod odraslih životinja - promjena u sastavu i strukturi skeleta (osteomalacija).
Kalcijum (latinski kalcijum, označen simbolom Ca) je element sa atomskim brojem 20 i atomska masa 40.078. To je element glavne podgrupe druge grupe, četvrtog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata Dmitrija Ivanoviča Mendeljejeva. U normalnim uslovima, jednostavna supstanca kalcijum je lagan (1,54 g/cm3) savitljiv, mekan, reaktivan zemnoalkalni metal srebrnobele boje.
U prirodi je kalcijum predstavljen kao mešavina šest izotopa: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), 43Ca (0,145%), 44Ca (2,06%), 46Ca (0,0033%) i 48Ca (0,185%). Glavni izotop dvadesetog elementa - najčešći - je 40Ca, njegova izotopska zastupljenost je oko 97%. Od šest prirodnih izotopa kalcijuma, pet je stabilno, šesti izotop 48Ca, najteži od šest i prilično rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,185%), nedavno je otkriveno da prolazi kroz dvostruki β-raspad sa poluživotom od 5,3∙1019 godina. Vještački proizvedeni izotopi masenih brojeva 39, 41, 45, 47 i 49 su radioaktivni. Najčešće se koriste kao tragač izotopa u proučavanju procesa mineralnog metabolizma u živom organizmu. 45Ca, dobijen zračenjem metalnog kalcija ili njegovih spojeva neutronima u uranijumskom reaktoru, igra važnu ulogu u proučavanju metaboličkih procesa koji se odvijaju u tlu i u proučavanju procesa asimilacije kalcija od strane biljaka. Zahvaljujući istom izotopu, bilo je moguće otkriti izvore kontaminacije različitih vrsta čelika i ultra čistog željeza spojevima kalcija tokom procesa topljenja.
Jedinjenja kalcijuma - mermer, gips, krečnjak i kreč (proizvod sagorevanja krečnjaka) poznati su od davnina i široko se koriste u građevinarstvu i medicini. Stari Egipćani su koristili kalcijumove spojeve u izgradnji svojih piramida, a stanovnici velikog Rima izmislili su beton - koristeći mješavinu lomljenog kamena, vapna i pijeska. Sve do samog kraja 18. veka, hemičari su bili uvereni da je kreč jednostavno telo. Tek 1789. Lavoisier je sugerirao da su vapno, glinica i neka druga jedinjenja složene supstance. G. Davy je 1808. godine dobio metalni kalcij elektrolizom.
Upotreba metalnog kalcijuma povezana je sa njegovom visokom hemijskom aktivnošću. Koristi se za oporavak od spojeva određenih metala, na primjer, torija, uranijuma, hroma, cirkonija, cezijuma, rubidijuma; za uklanjanje sa čelika i nekih drugih legura kiseonika, sumpora; za dehidraciju organskih tečnosti; za apsorpciju ostataka gasova u vakuum uređajima. Osim toga, metalni kalcij služi kao legirajuća komponenta nekih legura. Jedinjenja kalcija imaju mnogo širu primjenu – koriste se u građevinarstvu, pirotehnici, proizvodnji stakla, medicini i mnogim drugim oblastima.
Kalcijum je jedan od najvažnijih biogenih elemenata, neophodan je većini živih organizama za normalan tok životnih procesa. Tijelo odrasle osobe sadrži do jedan i pol kilograma kalcija. Prisutan je u svim tkivima i tečnostima živih organizama. Dvadeseti element je neophodan za formiranje koštanog tkiva, održavanje otkucaja srca, zgrušavanje krvi, održavanje normalne permeabilnosti vanjskih ćelijskih membrana i stvaranje niza enzima. Spisak funkcija koje kalcijum obavlja u biljnim i životinjskim organizmima je veoma velik. Dovoljno je reći da se samo rijetki organizmi mogu razviti u okruženju bez kalcija, dok su ostali organizmi 38% sastavljeni od ovog elementa (ljudsko tijelo sadrži samo oko 2% kalcija).
Biološka svojstva
Kalcij je jedan od biogenih elemenata, njegovi spojevi se nalaze u gotovo svim živim organizmima (malo organizama je u stanju da se razvija u okruženju bez kalcija), osiguravajući normalan tok životnih procesa. Dvadeseti element prisutan je u svim tkivima i tekućinama životinja i biljaka, većina (u organizmima kralježnjaka - uključujući ljude) nalazi se u skeletu i zubima u obliku fosfata (na primjer, hidroksiapatit Ca5 (PO4) 3OH ili 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH)2). Korištenje dvadesetog elementa kao građevnog materijala za kosti i zube je zbog činjenice da se ioni kalcija ne koriste u ćeliji. Koncentraciju kalcija kontroliraju posebni hormoni, njihovo kombinirano djelovanje čuva i održava strukturu kostiju. Skeleti većine grupa beskičmenjaka (mekušci, koralji, spužve i drugi) izgrađeni su od različitih oblika kalcijum karbonata CaCO3 (kreč). Mnogi beskičmenjaci pohranjuju kalcij prije linjanja kako bi izgradili novi kostur ili osigurali vitalne funkcije u nepovoljnim uvjetima. Životinje kalcij dobivaju iz hrane i vode, a biljke iz tla i u odnosu na ovaj element dijele se na kalcefile i kalcefobe.
Joni ovog važnog elementa u tragovima uključeni su u procese zgrušavanja krvi, kao i u osiguravanju konstantnog osmotskog tlaka krvi. Osim toga, kalcij je neophodan za formiranje niza staničnih struktura, održavanje normalne propusnosti vanjskih ćelijskih membrana, za oplodnju jajašaca riba i drugih životinja i aktiviranje niza enzima (možda je ova okolnost posljedica činjenice da da kalcijum zamjenjuje jone magnezija). Kalcijumovi joni prenose ekscitaciju na mišićno vlakno, izazivajući njegovo kontrakciju, povećavaju snagu srčanih kontrakcija, povećavaju fagocitnu funkciju leukocita, aktiviraju sistem zaštitnih proteina krvi, regulišu egzocitozu, uključujući lučenje hormona i neurotransmitera. Kalcijum utiče na prohodnost krvnih sudova – bez ovog elementa, masti, lipidi i holesterol bi se taložili na zidovima krvnih sudova. Kalcij potiče izlučivanje soli teških metala i radionuklida iz tijela, obavlja antioksidativne funkcije. Kalcijum utiče na reproduktivni sistem, deluje antistresno i ima antialergijski efekat.
Sadržaj kalcija u tijelu odrasle osobe (težine 70 kg) je 1,7 kg (uglavnom u sastavu međućelijske tvari koštanog tkiva). Potreba za ovim elementom ovisi o dobi: za odrasle potrebna dnevna količina je od 800 do 1.000 miligrama, za djecu od 600 do 900 miligrama. Za djecu je posebno važno konzumiranje potrebne doze za intenzivan rast i razvoj kostiju. Glavni izvor kalcijuma u organizmu su mleko i mlečni proizvodi, ostatak kalcijuma dolazi iz mesa, ribe i nekih biljnih proizvoda (posebno mahunarki). Apsorpcija kationa kalcijuma se odvija u debelom i tankom crijevu, apsorpciju olakšava kisela sredina, vitamini C i D, laktoza (mliječna kiselina) i nezasićene masne kiseline. Zauzvrat, aspirin, oksalna kiselina, derivati estrogena značajno smanjuju apsorpciju dvadesetog elementa. Dakle, u kombinaciji sa oksalnom kiselinom, kalcij daje u vodi netopiva jedinjenja koja su sastavni dio bubrežnih kamenaca. Uloga magnezijuma u metabolizmu kalcijuma je velika – njegovim nedostatkom kalcij se „ispire“ iz kostiju i deponuje u bubrezima (kamen u bubrezima) i mišićima. Općenito, tijelo ima složen sistem skladištenje i oslobađanje dvadesetog elementa, iz tog razloga je precizno regulisan sadržaj kalcijuma u krvi, a pravilnom ishranom nema ni manjka ni viška. Dugotrajna dijeta sa kalcijumom može uzrokovati grčeve, bolove u zglobovima, zatvor, umor, pospanost, usporavanje rasta. Dugotrajan nedostatak kalcija u ishrani dovodi do razvoja osteoporoze. Nikotin, kofein i alkohol neki su od razloga za nedostatak kalcijuma u organizmu, jer doprinose njegovom intenzivnom izlučivanju mokraćom. Međutim, višak dvadesetog elementa (ili vitamina D) dovodi do negativnih posljedica - razvija se hiperkalcemija, čija je posljedica intenzivna kalcifikacija kostiju i tkiva (uglavnom pogađa mokraćni sistem). Dugotrajni višak kalcija remeti funkcionisanje mišićnog i nervnog tkiva, povećava zgrušavanje krvi i smanjuje apsorpciju cinka od strane koštanih ćelija. Osteoartritis, katarakta, problemi sa krvni pritisak. Iz navedenog možemo zaključiti da su ćelije biljnih i životinjskih organizama potrebne strogo određene omjere kalcijevih jona.
U farmakologiji i medicini spojevi kalcija se koriste za proizvodnju vitamina, tableta, pilula, injekcija, antibiotika, kao i za proizvodnju ampula i medicinskog pribora.
Ispostavilo se da je prilično čest uzrok muške neplodnosti nedostatak kalcija u tijelu! Činjenica je da glava spermatozoida ima formaciju u obliku strelice, koja se u potpunosti sastoji od kalcija, s dovoljnom količinom ovog elementa, spermatozoid je u stanju savladati membranu i oploditi jaje, pri čemu se javlja nedovoljna neplodnost.
Američki znanstvenici su otkrili da nedostatak jona kalcija u krvi dovodi do slabljenja pamćenja i smanjenja inteligencije. Na primjer, iz poznatog američkog časopisa Science News saznalo se za eksperimente koji su potvrdili da mačke razvijaju uvjetni refleks samo ako njihove moždane stanice sadrže više kalcija nego krvi.
visoko cijenjen u poljoprivreda jedinjenje kalcijum cijanamida, koje se koristi ne samo kao azotno đubrivo i izvor uree - najvrednijeg đubriva i sirovine za proizvodnju sintetičkih smola, ali i kao supstanca sa kojom je bilo moguće mehanizovati žetvu pamučnih polja. Činjenica je da nakon obrade ovim jedinjenjem, pamuk odmah odbacuje lišće, što omogućava ljudima da branje pamuka prepuste mašinama.
Kada se govori o hrani bogatoj kalcijumom, uvijek se spominju mliječni proizvodi, ali samo mlijeko sadrži od 120 mg (kravlje) do 170 mg (ovčje) kalcijuma na 100 g; svježi sir je još siromašniji - samo 80 mg na 100 grama. Od mliječnih proizvoda samo sir sadrži od 730 mg (gauda) do 970 mg (emental) kalcija na 100 g proizvoda. Ipak, rekorder po sadržaju dvadesetog elementa je mak - 100 grama maka sadrži skoro 1.500 mg kalcijuma!
Kalcijum hlorid CaCl2, koji se koristi, na primer, u rashladnim postrojenjima, otpadni je proizvod mnogih hemijsko-tehnoloških procesa, a posebno velike proizvodnje sode. Međutim, uprkos širokoj upotrebi kalcijum hlorida u raznim poljima, njegova potrošnja je znatno inferiornija od proizvodnje. Iz tog razloga, na primjer, u blizini fabrika za proizvodnju sode, čitava jezera se formiraju od salamure kalcijum hlorida. Ovakva skladišta nisu neuobičajena.
Da bismo razumjeli koliko se kalcijevih spojeva konzumira, vrijedi navesti samo nekoliko primjera. U proizvodnji čelika vapno se koristi za uklanjanje fosfora, silicija, mangana i sumpora, a u procesu pretvorbe kisika troši se 75 kilograma vapna po toni čelika! Drugi primjer je iz sasvim druge oblasti - prehrambene industrije. U proizvodnji šećera, da bi se taložio kalcijum saharat, sirovi šećerni sirup reaguje sa vapnom. Dakle, za šećer od trske obično je potrebno oko 3-5 kg limete po toni, a za šećer od cvekle - stotinu puta više, odnosno oko pola tone limete po toni šećera!
"Tvrdoća" vode je niz svojstava koja vodi daju soli kalcijuma i magnezijuma rastvorene u njoj. Rigidnost se dijeli na privremenu i trajnu. Privremena ili karbonatna tvrdoća uzrokovana je prisustvom rastvorljivih bikarbonata Ca (HCO3) 2 i Mg (HCO3) 2 u vodi. Vrlo je lako riješiti se karbonatne tvrdoće - pri ključanju vode bikarbonati se pretvaraju u kalcijeve i magnezijeve karbonate netopive u vodi, taložeći se. Trajnu tvrdoću stvaraju sulfati i hloridi istih metala, ali je se riješiti mnogo teže. Tvrda voda je strašna ne samo zato što sprečava stvaranje pjene od sapuna i samim tim lošije pere odjeću, mnogo je gore što stvara sloj kamenca u parnim kotlovima i kotlovnicama, čime se smanjuje njihova efikasnost i dovodi do hitnih situacija. Ono što je zanimljivo - znali su kako da odrede tvrdoću vode koja se vraća unutra Drevni Rim. Kao reagens korišteno je crno vino - njegove boje stvaraju talog s jonima kalcija i magnezija.
Proces pripreme kalcijuma za skladištenje je veoma zanimljiv. Metalni kalcij se dugo skladišti u obliku komada težine od 0,5 do 60 kg. Ove "svinje" se pakuju u papirne kese, a zatim stavljaju u posude od pocinkovanog gvožđa sa zalemljenim i obojenim šavovima. Čvrsto zatvorene posude stavljaju se u drvene kutije. Komadi težine manje od pola kilograma ne mogu se dugo čuvati - kada se oksidiraju, brzo se pretvaraju u oksid, hidroksid i kalcijev karbonat.
Priča
Metalni kalcij je dobiven relativno nedavno - 1808. godine, međutim, čovječanstvu su spojevi ovog metala bili upoznati već dugo vremena. Od davnina ljudi su koristili krečnjak, kredu, mermer, alabaster, gips i druge spojeve koji sadrže kalcijum u građevinarstvu i medicini. Krečnjak CaCO3 je najvjerovatnije bio prvi građevinski materijal koji je čovjek koristio. Korišćen je u izgradnji egipatskih piramida i Velikog kineskog zida. Mnogi hramovi i crkve u Rusiji, kao i većina građevina drevne Moskve, izgrađeni su od krečnjaka - bijelog kamena. Još u antičko doba, spaljivanjem krečnjaka, čovek je dobijao živi kreč (CaO), o čemu svedoče radovi Plinija Starijeg (I vek nove ere) i Dioskorida, lekara u rimskoj vojsci, koga je u svom eseju predstavio za kalcijum oksid. "O lijekovima" naziv "živi kreč", koji je preživio do danas. I sve to uprkos činjenici da je čisti kalcijum oksid prvi opisao nemački hemičar I. Tada je tek 1746. i 1755. hemičar J. Black, proučavajući proces pečenja, otkrio da dolazi do gubitka mase krečnjaka tokom pečenja. zbog oslobađanja plina ugljičnog dioksida:
CaCO3 ↔ CO2 + CaO
Egipatski malteri korišćeni u piramidama u Gizi bili su zasnovani na delimično dehidriranom gipsu CaSO4 2H2O, ili drugim rečima, alabaster 2CaSO4∙H2O. Takođe je osnova za sav malter u Tutankamonovoj grobnici. Spaljeni gips (alabaster) Egipćani su koristili kao vezivo u izgradnji objekata za navodnjavanje. Pečenje prirodnog gipsa na visoke temperature, egipatski graditelji postigli su njegovu djelimičnu dehidraciju, a ne samo voda, već i sumporni anhidrid je odvojen od molekula. Kasnije, kada se razrijedi vodom, dobija se vrlo jaka masa, koja se nije bojala vode i temperaturnih kolebanja.
Rimljani se s pravom mogu nazvati izumiteljima betona, jer su u svojim zgradama koristili jednu od varijanti ovog građevinskog materijala - mješavinu lomljenog kamena, pijeska i vapna. Postoji opis gradnje vodokotlića od takvog betona od strane Plinija Starijeg: „Za izgradnju vodokotlića pet dijelova čistog šljunčani pijesak, dva dijela najboljeg gašenog vapna i krhotina silexa (tvrde lave) težine ne više od pola funte svaki, nakon miješanja zbijemo dno i bočne površine udarci gvozdenog nabijača. U vlažnoj klimi Italije, beton je bio najstabilniji materijal.
Ispostavilo se da su jedinjenja kalcija, koja su naširoko koristili, odavno poznata čovječanstvu. Međutim, sve do kraja 18. vijeka, hemičari su vapno smatrali jednostavnim tijelom, tek uoči novog stoljeća počelo je proučavanje prirode kreča i drugih spojeva kalcijuma. Tako je Stahl sugerirao da je vapno složeno tijelo koje se sastoji od zemljanih i vodenih principa, a Black je ustanovio razliku između kaustičnog vapna i ugljičnog vapna, koji je sadržavao "fiksni zrak". Antoine Laurent Lavoisier je vapnenačku zemlju (CaO) pripisao broju elemenata, odnosno jednostavnim tvarima, iako je 1789. godine sugerirao da su vapno, magnezijev oksid, barit, glinica i silicijum dioksid složene tvari, ali će se to moći dokazati samo razlaganjem "tvrdoglave zemlje" (kalcijum oksid). A prvi koji je uspio bio je Humphrey Davy. Nakon uspješnog razlaganja oksida kalija i natrijuma elektrolizom, hemičar je odlučio da na isti način dobije i zemnoalkalne metale. Međutim, prvi pokušaji su bili neuspješni - Englez je pokušao razgraditi vapno elektrolizom na zraku i ispod sloja ulja, zatim je kalcinirao vapno s metalnim kalijem u cijevi i napravio mnoge druge eksperimente, ali bezuspješno. Konačno, u uređaju sa živinom katodom, dobio je amalgam elektrolizom vapna, a iz njega metalnog kalcijuma. Ubrzo su ovaj način dobijanja metala poboljšali I. Berzelius i M. Pontin.
Novi element je dobio ime po latinska reč"calx" (u genitivu calcis) - kreč, meki kamen. Calx (calx) se zvao kreda, krečnjak, općenito šljunak, ali najčešće malter na bazi vapna. Ovaj koncept su koristili i antički autori (Vitruvije, Plinije Stariji, Dioskorid), opisujući spaljivanje krečnjaka, gašenje kreča i pripremanje maltera. Kasnije, u krugu alhemičara, "calx" je označavao proizvod pečenja općenito - posebno metale. Tako su, na primjer, metalni oksidi nazvani metalnim vapnom, a sam proces pečenja nazvan je kalcinacija (calcinatio). U drevnoj ruskoj recepturnoj literaturi nalazi se reč feces (blato, glina), pa u zbirci Trojice-Sergijeve lavre (XV vek) stoji: „uzmite feces, od njega prave zlato za peć“. Tek kasnije je riječ cal, koja je nesumnjivo povezana s riječju "calx", postala sinonim za riječ balege. U ruskoj književnosti početkom XIX Vekovima se kalcijum ponekad nazivao osnovom krečnjačke zemlje, krečnjaka (Shcheglov, 1830), krečnjaka (Iovsky), kalcijuma, kalcijuma (Hess).
Biti u prirodi
Kalcijum je jedan od najčešćih elemenata na našoj planeti - peti po kvantitativnom sadržaju u prirodi (od nemetala je češći samo kiseonik - 49,5% i silicijum - 25,3%) i treći među metalima (samo aluminijum je češće - 7,5% i gvožđe - 5,08%). Clarke (prosječan sadržaj u zemljinoj kori) kalcija, prema različitim procjenama, kreće se od 2,96% po težini do 3,38%, možemo sa sigurnošću reći da je ova brojka oko 3%. Vanjski omotač atoma kalcija ima dva valentni elektron, čija je veza sa jezgrom prilično slaba. Iz tog razloga, kalcij ima visoku hemijsku aktivnost i ne pojavljuje se u prirodi u slobodnom obliku. Međutim, on aktivno migrira i akumulira u različitim geohemijskim sistemima, formirajući oko 400 minerala: silikata, aluminosilikata, karbonata, fosfata, sulfata, borosilikata, molibdata, klorida i drugih, zauzimajući četvrto mjesto u ovom pokazatelju. Prilikom topljenja bazaltnih magmi, kalcij se akumulira u talini i ulazi u sastav glavnih kamenotvornih minerala, pri čijem frakcioniranju se njegov sadržaj smanjuje tokom diferencijacije magme od bazičnih do kiselih stijena. Najvećim dijelom, kalcijum leži u donjem dijelu zemljine kore, akumulirajući se u glavnim stijenama (6,72%); malo je kalcija u zemljinom omotaču (0,7%) i, vjerovatno, još manje u zemljinom jezgru (u željeznim meteoritima dvadesetog elementa sličnog jezgru, samo 0,02%).
Istina, kalcijum klark u kamenitim meteoritima iznosi 1,4% (pronađen je rijedak kalcijum sulfid), u srednjim stijenama - 4,65%, kisele stijene sadrže 1,58% kalcija po težini. Glavni dio kalcija sadržan je u sastavu silikata i aluminosilikata raznih stijena (granita, gnajsa, itd.), posebno u feldspatu - anortitu Ca, kao i diopsidu CaMg, volastonitu Ca3. U obliku sedimentnih stijena, spojevi kalcija su predstavljeni kredom i krečnjakom, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita (CaCO3).
Kalcijum karbonat CaCO3 je jedno od najčešćih jedinjenja na Zemlji - minerali na bazi kalcijum karbonata pokrivaju približno 40 miliona kvadratnih kilometara zemljine površine. Na mnogim dijelovima Zemljine površine nalaze se značajne sedimentne naslage kalcijum karbonata, koje su nastale od ostataka drevnih morskih organizama - krede, mramora, krečnjaka, školjki - sve je to CaCO3 sa manjim nečistoćama, a kalcit je čisti CaCO3. Najvažniji od ovih minerala je krečnjak, tačnije, krečnjaci - uostalom, svako ležište se razlikuje po gustoći, sastavu i količini nečistoća. Na primjer, školjka je krečnjak organskog porijekla, a kalcijev karbonat, koji ima manje nečistoća, formira prozirne kristale vapna ili islandskog šparta. Kreda je još jedna uobičajena vrsta kalcijum karbonata, ali mramor, kristalni oblik kalcita, mnogo je rjeđi u prirodi. Općenito je prihvaćeno da je mermer nastao od krečnjaka u drevnim geološkim epohama. Tokom kretanja zemljine kore, pojedinačne naslage krečnjaka su zatrpane ispod slojeva drugih stena. Pod dejstvom visokog pritiska i temperature došlo je do procesa rekristalizacije, a krečnjak se pretvorio u gušću kristalnu stenu – mermer. Bizarni stalaktiti i stalagmiti - mineral aragonit, koji je još jedna vrsta kalcijum karbonata. Ortorombni aragonit nastaje u toplim morima - Bahami, Florida Keys i bazen Crvenog mora formirani su ogromnim slojevima kalcijum karbonata u obliku aragonita. Prilično su rasprostranjeni i minerali kalcijuma kao što su fluorit CaF2, dolomit MgCO3 CaCO3, anhidrit CaSO4, fosforit Ca5 (PO4) 3 (OH, CO3) (sa raznim nečistoćama) i apatiti Ca5 (PO4) 3 (F, Cl, OH) - oblici kalcijum fosfata, alabastera CaSO4 0,5H2O i gipsa CaSO4 2H2O (oblici kalcijum sulfata) i dr. U mineralima koji sadrže kalcij postoje izomorfno zamjenski elementi-nečistoće (na primjer, natrijum, stroncij, rijetke zemlje, radioaktivni i drugi elementi).
Velika količina dvadesetog elementa je unutra prirodne vode zbog postojanja globalne "karbonatne ravnoteže" između slabo rastvorljivog CaCO3, visoko rastvorljivog Ca (HCO3) 2 i CO2 u vodi i vazduhu:
CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2 = Ca2+ + 2HCO3-
Ova reakcija je reverzibilna i osnova je za preraspodjelu dvadesetog elementa - sa visokim sadržajem ugljičnog dioksida u vodama, kalcij je u rastvoru, a sa niskim sadržajem CO2 taloži se mineral kalcit CaCO3, formirajući snažne naslage krečnjak, kreda, mermer.
Značajna količina kalcija je uključena u sastav živih organizama, na primjer, hidroksiapatit Ca5 (PO4) 3OH, ili, u drugom unosu, 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH) 2 - osnova koštanog tkiva kralježnjaka, uključujući ljude. Kalcijum karbonat CaCO3 je glavna komponenta ljuski i školjki mnogih beskičmenjaka, ljuski jajeta, koralja, pa čak i bisera.
Aplikacija
Metalni kalcij se koristi prilično rijetko. U osnovi, ovaj metal (kao i njegov hidrid) se koristi u metalotermnoj proizvodnji teško povrativih metala - uranijuma, titanijuma, torija, cirkonijuma, cezijuma, rubidijuma i niza rijetkih zemnih metala iz njihovih jedinjenja (oksidi ili halogenidi). ). Kalcijum se koristi kao redukciono sredstvo u proizvodnji nikla, bakra i nerđajućeg čelika. Takođe, dvadeseti element se koristi za deoksidaciju čelika, bronze i drugih legura, za uklanjanje sumpora iz naftnih derivata, za dehidrataciju organskih rastvarača, za prečišćavanje argona od azotnih nečistoća i kao apsorber gasa u električnom vakuumu. uređaja. Metalni kalcij se koristi u proizvodnji antifrikcionih legura sistema Pb-Na-Ca (koje se koriste u ležajevima), kao i legure Pb-Ca koja se koristi za izradu omotača električnih kablova. Silikokalcijum legura (Ca-Si-Ca) koristi se kao deoksidator i degazator u proizvodnji visokokvalitetnih čelika. Kalcijum se koristi i kao legirajući element za legure aluminijuma i kao modifikujući aditiv za legure magnezijuma. Na primjer, uvođenje kalcija povećava snagu aluminijskih ležajeva. Čisti kalcij se također koristi za dopiranje olova, koje se koristi za proizvodnju ploča akumulatora, starter olovnih akumulatora s niskim samopražnjenjem bez održavanja. Takođe, metalni kalcij se koristi za proizvodnju visokokvalitetnih kalcijumskih babbita BKA. Uz pomoć kalcija regulira se sadržaj ugljika u lijevanom željezu i uklanja se bizmut iz olova, a iz čelika se pročišćavaju kisik, sumpor i fosfor. Kalcij, kao i njegove legure s aluminijem i magnezijem, koriste se u rezervnim termalnim električnim baterijama kao anoda (na primjer, kalcij-kromatni element).
Međutim, spojevi dvadesetog elementa se mnogo više koriste. I prije svega mi pričamo o prirodnim spojevima kalcijuma. Jedno od najčešćih jedinjenja kalcijuma na Zemlji je CaCO3 karbonat. Čisti kalcijum karbonat je mineral kalcit, a krečnjak, kreda, mermer, školjka - CaCO3 sa manjim primesama. Mešavina kalcijuma i magnezijum karbonata naziva se dolomit. Krečnjak i dolomit se uglavnom koriste kao građevinski materijali, putne površine ili odkiseljači tla. Kalcijum karbonat CaCO3 je neophodan za dobijanje kalcijum oksida (živog kreča) CaO i kalcijum hidroksida (gašenog vapna) Ca(OH)2. Zauzvrat, CaO i Ca(OH)2 su glavne supstance u mnogim oblastima hemijske, metalurške i inženjerske industrije - kalcijum oksid, kako u slobodnom obliku, tako i kao deo keramičkih mešavina, koristi se u proizvodnji vatrostalnih materijala; Kolosalne količine kalcijum hidroksida potrebne su industriji celuloze i papira. Osim toga, Ca (OH) 2 se koristi u proizvodnji izbjeljivača (dobro sredstvo za izbjeljivanje i dezinfekciju), Berthollet soli, sode i nekih pesticida za suzbijanje biljnih štetočina. Ogromna količina vapna se troši u proizvodnji čelika - za uklanjanje sumpora, fosfora, silicija i mangana. Druga uloga vapna u metalurgiji je proizvodnja magnezijuma. Kreč se također koristi kao mazivo za izvlačenje čelične žice i za neutralizaciju otpadnih tekućina za kiseljenje koje sadrže sumporna kiselina. Osim toga, vapno je najčešći hemijski reagens u tretmanu pijaće i industrijske vode (zajedno sa stipsom ili solima gvožđa koagulira suspenzije i uklanja sediment, a takođe omekšava vodu uklanjanjem privremene - hidrokarbonatne - tvrdoće). U svakodnevnom životu i medicini precipitirani kalcijum karbonat se koristi kao sredstvo za neutralizaciju kiseline, blagi abraziv u pastama za zube, izvor dodatnog kalcija u ishrani, komponentažvakaće gume i punila u kozmetici. CaCO3 se također koristi kao punilo u gumama, lateksima, bojama i emajlima i plastici (oko 10% masenog udjela) za poboljšanje njihove otpornosti na toplinu, krutosti, tvrdoće i obradivosti.
Od posebnog značaja je kalcijum fluorid CaF2, jer je u obliku minerala (fluorita) jedini industrijski važan izvor fluora! Kalcijum fluorid (fluorit) se koristi u obliku monokristala u optici (astronomski objektivi, sočiva, prizme) i kao laserski materijal. Činjenica je da su samo stakla sa kalcijum fluoridom propusna za čitav spektar. Kalcijum volframat (šeelit) u obliku monokristala se koristi u laserskoj tehnologiji, a takođe i kao scintilator. Jednako važan je i kalcijum hlorid CaCl2 - komponenta salamure za rashladne jedinice i za punjenje guma traktora i drugih vozila. Uz pomoć kalcijum hlorida čiste se putevi i trotoari od snijega i leda, ovaj spoj se koristi za zaštitu uglja i rude od smrzavanja tokom transporta i skladištenja, drvo se impregnira njegovim rastvorom kako bi bilo otporno na vatru. CaCl2 se koristi u betonskim mješavinama za ubrzavanje početka vezivanja, povećanje početne i konačne čvrstoće betona.
Vještački dobijeni kalcijum karbid CaC2 (prilikom kalcinacije u električnim pećima kalcijum oksida sa koksom) koristi se za dobijanje acetilena i redukciju metala, kao i za proizvodnju kalcijum cijanamida, koji zauzvrat oslobađa amonijak pod dejstvom vodene pare. . Osim toga, kalcij cijanamid se koristi za proizvodnju uree, vrijednog gnojiva i sirovine za proizvodnju sintetičkih smola. Zagrevanjem kalcijuma u atmosferi vodika dobija se CaH2 (kalcijum hidrid) koji se koristi u metalurgiji (metalotermija) i u proizvodnji vodonika na terenu (od 1 kilograma kalcijum-hidrida može se dobiti više od kubnog metra vodonika ), koji se koristi za punjenje balona, na primjer. U laboratorijskoj praksi kalcijev hidrid se koristi kao energetski redukcioni agens. Insekticid kalcijum arsenat, koji se dobija neutralizacijom arsenske kiseline sa vapnom, široko se koristi za suzbijanje pamučnog žižaka, bakalara, duvanskog crva, koloradske zlatice. Važni fungicidi su krečno-sulfatni sprejevi i bordo mješavine, koje se dobivaju od bakar sulfata i kalcijum hidroksida.
Proizvodnja
Prvi koji je dobio metalni kalcij bio je engleski hemičar Humphry Davy. Godine 1808. proizveo je elektrolizu mješavine vlažnog gašenog vapna Ca (OH) 2 sa živinim oksidom HgO na platinskoj ploči koja je služila kao anoda (platinasta žica uronjena u živu djelovala je kao katoda), zbog čega je Davy je dobio kalcijumski amalgam tako što je iz njega izbacio živu. , hemičar je otkrio novi metal, koji je nazvao kalcijum.
U savremenoj industriji slobodni metalni kalcij se dobija elektrolizom taline kalcijum hlorida CaCl2 čiji je udeo 75-85% i kalijum hlorida KCl (može se koristiti mešavina CaCl2 i CaF2) ili aluminotermnom redukcijom kalcijum oksida CaO na temperaturi od 1 170-1 200 °C. Čisti bezvodni kalcijum hlorid potreban za elektrolizu dobija se hlorisanjem kalcijum oksida zagrevanjem u prisustvu uglja ili dehidratacijom CaCl2 ∙ 6H2O dobijenog delovanjem hlorovodonične kiseline na krečnjak. Elektrolitički proces se odvija u kupelji za elektrolizu, u koju se stavljaju suva, prečišćena so kalcijum hlorida i kalijum hlorid, što je neophodno za snižavanje tačke topljenja smeše. Iznad kupke postavljaju se grafitni blokovi - anoda, kupka od lijevanog željeza ili čelika ispunjena legurom bakra i kalcija, djeluje kao katoda. U procesu elektrolize, kalcijum prelazi u leguru bakra i kalcijuma, značajno je obogaćujući, deo obogaćene legure se stalno uklanja, umesto toga dodaje se legura osiromašena kalcijumom (30-35% Ca), istovremeno hlor formira smjesu hlor-vazduh (anodni gasovi), koja zatim ide na hlorisanje krečnog mleka. Obogaćena legura bakra i kalcijuma može se koristiti direktno kao legura ili poslati na prečišćavanje (destilacija), gde se destiluje u vakuumu (na temperaturi od 1000-1080°C i rezidualnom pritisku od 13-20 kPa) iz čega je metal dobija se kalcijum nuklearne čistoće. Da bi se dobio kalcijum visoke čistoće, dvaput se destiluje. Proces elektrolize se izvodi na temperaturi od 680-720 °C. Činjenica je da je ovo najoptimalnija temperatura za elektrolitski proces - na nižoj temperaturi legura obogaćena kalcijem ispliva na površinu elektrolita, a na višoj temperaturi se kalcij otapa u elektrolitu uz stvaranje CaCl. Tokom elektrolize sa tečnim katodama, kalcijum i legure olova ili legure kalcijuma i cinka se direktno koriste u inženjerstvu za dobijanje legura kalcijuma sa olovom (za ležajeve) i cinkom (za proizvodnju pjenastog betona - kada legura stupi u interakciju sa vlagom, oslobađa se vodonik i stvara se porozna struktura). Ponekad se proces izvodi sa gvožđem hlađenom katodom, koja je samo u kontaktu sa površinom rastopljenog elektrolita. Kako se kalcij oslobađa, katoda se postepeno podiže, iz taline se izvlači šipka (50-60 cm) kalcija, zaštićena od atmosferskog kisika slojem očvrslog elektrolita. “Metoda dodira” koristi se za dobivanje kalcija jako kontaminiranog kalcijum hloridom, gvožđem, aluminijumom, natrijumom, prečišćavanje se vrši pretapanjem u atmosferi argona.
Drugi metod za dobijanje kalcijuma - metalotermni - teorijski je obrazložio još 1865. poznati ruski hemičar N. N. Beketov. Aluminotermna metoda se zasniva na reakciji:
6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca
Briketi se presuju iz mješavine kalcijevog oksida sa aluminijem u prahu, stavljaju u hrom-nikl čeličnu retortu i nastali kalcij se destilira na 1170-1200°C i rezidualnom pritisku od 0,7-2,6 Pa. Kalcijum se dobija u obliku pare, koja se zatim kondenzuje na hladnoj površini. Aluminotermna metoda dobijanja kalcijuma koristi se u Kini, Francuskoj i nizu drugih zemalja. U industrijskim razmjerima, metalotermna metoda dobivanja kalcija bila je prva koju su Sjedinjene Države upotrijebile tokom Drugog svjetskog rata. Na isti način, kalcijum se može dobiti redukcijom CaO sa ferosilicijumom ili silikoaluminijumom. Kalcijum se proizvodi u obliku ingota ili listova čistoće 98-99%.
Za i protiv postoje u obje metode. Elektrolitička metoda je multioperativna, energetski intenzivna (utroši se 40-50 kWh energije na 1 kg kalcija), osim toga nije ekološki sigurna, zahtijeva veliku količinu reagensa i materijala. Međutim, prinos kalcijuma ovom metodom je 70-80%, dok je aluminotermnom metodom prinos samo 50-60%. Osim toga, kod metalotermne metode dobivanja kalcija, minus je što je potrebno provoditi ponovljene destilacije, a plus je u maloj potrošnji energije, te u nedostatku plinova i tekućih štetnih emisija.
Ne tako davno razvijena je nova metoda za dobivanje metalnog kalcija - temelji se na toplinskoj disocijaciji kalcijevog karbida: zagrijan u vakuumu na 1750 ° C, karbid se razgrađuje stvaranjem kalcijeve pare i čvrstog grafita.
Do sredine 20. vijeka metalni kalcijum se proizvodio u vrlo malim količinama, jer se gotovo nikada nije koristio. Na primjer, u Sjedinjenim Američkim Državama tokom Drugog svjetskog rata nije potrošeno više od 25 tona kalcijuma, a u Njemačkoj samo 5-10 tona. Tek u drugoj polovini 20. veka, kada je postalo jasno da je kalcijum aktivni redukcioni agens mnogih retkih i vatrostalnih metala, došlo je do naglog porasta potrošnje (oko 100 tona godišnje) i, kao posledica toga, proizvodnje ovaj metal počinje. S razvojem nuklearne industrije, gdje se kalcij koristi kao komponenta metalotermne redukcije uranijuma iz uran-tetrafluorida (s izuzetkom Sjedinjenih Država, gdje se magnezijum koristi umjesto kalcija), potražnja (oko 2.000 tona godišnje ) za element broj dvadeset, kao i njegova proizvodnja, višestruko je povećana. Na ovog trenutka Kina, Rusija, Kanada i Francuska mogu se smatrati glavnim proizvođačima metalnog kalcijuma. Iz ovih zemalja kalcijum se šalje u SAD, Meksiko, Australiju, Švicarsku, Japan, Njemačku, Veliku Britaniju. Cijene metalnog kalcija su stalno rasle sve dok Kina nije počela proizvoditi metal u takvim količinama da se pojavio višak dvadesetog elementa na svjetskom tržištu, što je dovelo do naglog pada cijene.
Physical Properties
Šta je metalni kalcijum? Koja su svojstva ovog elementa, koji je 1808. godine dobio engleski hemičar Humphrey Davy, metal čija masa u tijelu odrasle osobe može biti i do 2 kilograma?
Jednostavna supstanca kalcijum je srebrno-bijeli laki metal. Gustina kalcijuma je samo 1,54 g/cm3 (na temperaturi od 20 °C), što je znatno manje od gustine gvožđa (7,87 g/cm3), olova (11,34 g/cm3), zlata (19,3 g/cm3). ) ili platine (21,5 g/cm3). Kalcijum je čak lakši od takvih "betežinski" metala kao što su aluminijum (2,70 g/cm3) ili magnezijum (1,74 g/cm3). Malo se metala može "pohvaliti" gustoćom manjom od dvadesetog elementa - natrij (0,97 g / cm3), kalij (0,86 g / cm3), litijum (0,53 g / cm3). U pogledu gustine, kalcijum je veoma sličan rubidijumu (1,53 g/cm3). Tačka topljenja kalcijuma je 851 °C, tačka ključanja je 1480 °C. Slične tačke topljenja (iako nešto niže) i ključanja za druge zemnoalkalne metale su stroncijum (770 °C i 1380 °C) i barijum (710 °C i 1640 °C).
Metalni kalcij postoji u dvije alotropske modifikacije: na normalnim temperaturama do 443°C, α-kalcijum je stabilan sa kubičnom licem centriranom rešetkom tipa bakra, sa parametrima: a = 0,558 nm, z = 4, prostorna grupa Fm3m, atomski radijus 1,97 A, jonski radijus Ca2+ 1,04 A; u temperaturnom opsegu od 443-842 °C, β-kalcijum je stabilan sa kubičnom telocentričnom rešetkom tipa α-gvožđa, sa parametrima a = 0,448 nm, z = 2, prostorna grupa Im3m. Standardna entalpija prelaz sa α-modifikacije na β-modifikaciju je 0,93 kJ/mol. Temperaturni koeficijent linearne ekspanzije za kalcijum u temperaturnom opsegu 0-300 °C je 22 10-6. Toplotna provodljivost dvadesetog elementa na 20 °C je 125,6 W/(m K) ili 0,3 cal/(cm sec °C). Specifična toplota kalcijum u rasponu od 0 do 100°C iznosi 623,9 j/(kg K) ili 0,149 cal/(g°C). Električna otpornost kalcijuma na 20°C je 4,6 10-8 ohm m ili 4,6 10-6 ohm cm; temperaturni koeficijent električnog otpora elementa broj dvadeset 4,57 10-3 (na 20 °C). Modul elastičnosti kalcijuma 26 Gn/m2 ili 2600 kgf/mm2; granična vlačna čvrstoća 60 Mn/m2 (6 kgf/mm2); granica elastičnosti za kalcij je 4 MN / m2 ili 0,4 kgf / mm2, granica popuštanja je 38 MN / m2 (3,8 kgf / mm2); relativno izduženje dvadesetog elementa 50%; Tvrdoća Brinell kalcijuma 200-300 MN/m2 ili 20-30 kgf/mm2. Postepenim povećanjem pritiska kalcijum počinje da ispoljava svojstva poluprovodnika, ali ne postaje to u punom smislu te reči (istovremeno, više nije ni metal). Daljnjim povećanjem tlaka, kalcij se vraća u metalno stanje i počinje pokazivati supravodljiva svojstva (temperatura supravodljivosti je šest puta viša od one kod žive, a po vodljivosti daleko nadmašuje sve ostale elemente). Jedinstveno ponašanje kalcijuma je na mnogo načina slično stroncijumu (odnosno, paralele u periodnom sistemu su očuvane).
Mehanička svojstva elementarnog kalcija ne razlikuju se od ostalih članova porodice metala, koji su odlični strukturni materijali: metalni kalcij visoke čistoće je duktilan, dobro presovan i valjan, uvučen u žicu, kovan i podložan rezanju - može se okretati na strugu. Međutim, i pored svih ovih odličnih kvaliteta konstrukcijskog materijala, kalcij nije takav - razlog svemu je njegova visoka hemijska aktivnost. Istina, ne treba zaboraviti da je kalcij neizostavan strukturni materijal koštanog tkiva, a njegovi minerali su građevinski materijal već mnogo milenijuma.
Hemijska svojstva
Konfiguracija vanjske elektronske ljuske atoma kalcija je 4s2, što određuje valenciju 2 dvadesetog elementa u spojevima. Dva elektrona vanjskog sloja se relativno lako odvajaju od atoma, koji se zatim pretvaraju u pozitivne, dvostruko nabijene ione. Iz tog razloga, u pogledu hemijske aktivnosti, kalcijum je samo malo inferioran u odnosu na alkalne metale (kalijum, natrijum, litijum). Kao i potonji, čak i na običnoj sobnoj temperaturi, kalcij lako stupa u interakciju s kisikom, ugljičnim dioksidom i vlažnim zrakom, dok je prekriven mutnim sivim filmom od mješavine CaO oksida i Ca (OH) 2 hidroksida. Stoga se kalcij pohranjuje u hermetički zatvorenoj posudi ispod sloja mineralnog ulja, tekućeg parafina ili kerozina. Kada se zagrije u kisiku i zraku, kalcij se zapali, gori jarkocrvenim plamenom, a nastaje osnovni oksid CaO, koji je bijela, lako zapaljiva tvar, čija je tačka topljenja približno 2600°C. Kalcijum oksid je takođe poznat u struci kao živo vapno ili spaljeno vapno. Dobijeni su i kalcijum peroksidi - CaO2 i CaO4. Kalcijum reaguje sa vodom oslobađanjem vodonika (u nizu standardnih potencijala kalcijum se nalazi levo od vodonika i u stanju je da ga istisne iz vode) i stvaranjem kalcijum hidroksida Ca (OH) 2, a u hladnoj vodi brzina reakcije se postupno smanjuje (zbog stvaranja sloja slabo topljivog kalcijevog hidroksida):
Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q
Kalcijum snažnije reaguje sa vrućom vodom, brzo istiskujući vodonik i formirajući Ca(OH)2. Kalcijum hidroksid Ca (OH) 2 je jaka baza, slabo rastvorljiva u vodi. Zasićena otopina kalcijum hidroksida naziva se krečna voda i alkalna je. Na zraku vapnena voda brzo postaje mutna zbog apsorpcije ugljičnog dioksida i stvaranja nerastvorljivog kalcijum karbonata. Uprkos takvim nasilnim procesima koji se dešavaju tokom interakcije dvadesetog elementa sa vodom, ipak, za razliku od alkalni metali, reakcija interakcije kalcija s vodom teče manje energično - bez eksplozija i paljenja. Generalno, reaktivnost kalcijuma je niža od reaktivnosti drugih zemnoalkalnih metala.
Kalcijum se aktivno kombinuje sa halogenima, formirajući tako spojeve tipa CaX2 - reaguje sa fluorom na hladnom, a sa hlorom i bromom na temperaturama iznad 400 ° C, dajući CaF2, CaCl2 i CaBr2, respektivno. Ovi halogenidi u rastopljenom stanju formiraju se sa kalcijum monohalidima tipa CaX - CaF, CaCl, u kojima je kalcijum formalno monovalentan. Ova jedinjenja su stabilna samo iznad tačaka topljenja dihalida (oni postaju nesrazmerni pri hlađenju da formiraju Ca i CaX2). Osim toga, kalcij aktivno stupa u interakciju, posebno kada se zagrijava, s različitim nemetalima: kada se zagrije sa sumporom, dobiva se kalcijum sulfid CaS, potonji vezuje sumpor, formirajući polisulfide (CaS2, CaS4 i drugi); u interakciji sa suhim vodonikom na temperaturi od 300-400 ° C, kalcij formira hidrid CaH2 - ionsko jedinjenje u kojem je vodik anion. Kalcijum hidrid CaH2 je bela supstanca nalik soli koja burno reaguje sa vodom oslobađajući vodik:
CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2
Kada se zagrije (oko 500°C) u atmosferi dušika, kalcij se pali i formira Ca3N2 nitrid, poznat u dva kristalna oblika - visokotemperaturnom α i niskotemperaturnom β. Nitrid Ca3N4 je takođe dobijen zagrevanjem kalcijum amida Ca(NH2)2 u vakuumu. Kada se zagreva bez pristupa vazduhu sa grafitom (ugljikom), silicijumom ili fosforom, kalcijum daje, respektivno, kalcijum karbid CaC2, silicide Ca2Si, Ca3Si4, CaSi, CaSi2 i fosfide Ca3P2, CaP i CaP3. Većina spojeva kalcija s nemetalima lako se razgrađuje vodom:
CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2
Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3
Sa borom, kalcijum formira kalcijum-borid CaB6, sa halkogenima - halkogenide CaS, CaSe, CaTe. Poznati su i polihalkogenidi CaS4, CaS5, Ca2Te3. Kalcijum formira intermetalna jedinjenja sa raznim metalima - aluminijumom, zlatom, srebrom, bakrom, olovom i drugim. Budući da je energetski redukcioni agens, kalcijum pri zagrijavanju istiskuje gotovo sve metale iz njihovih oksida, sulfida i halogenida. Kalcijum se dobro otapa u tekućem amonijaku NH3 uz formiranje plavog rastvora, čije isparavanje oslobađa amonijak [Ca (NH3) 6] - zlatno obojeno čvrsto jedinjenje sa metalnom provodljivošću. Kalcijumove soli se obično dobijaju interakcijom kiselih oksida sa kalcijum oksidom, delovanjem kiselina na Ca(OH)2 ili CaCO3 i reakcijama razmene u vodenim rastvorima elektrolita. Mnoge kalcijumove soli su visoko rastvorljive u vodi (CaCl2 hlorid, CaBr2 bromid, CaI2 jodid i Ca(NO3)2 nitrat), gotovo uvijek formiraju kristalne hidrate. CaF2 fluorid, CaCO3 karbonat, CaSO4 sulfat, Ca3(PO4)2 ortofosfat, CaC2O4 oksalat i neki drugi su nerastvorljivi u vodi.
Kalcijum je vrlo čest u prirodi u obliku raznih jedinjenja. U zemljinoj kori zauzima peto mjesto sa 3,25%, a najčešće se nalazi u obliku krečnjaka CaCO3, dolomita CaCO3*MgCO3, gipsa CaSO4*2H2O, fosforita Ca3(PO4)2 i fluorita CaF2, ne računajući značajan udio kalcijuma u sastavu silikatnih stijena. AT morska voda sadrži u proseku 0,04% (težina) kalcijumaFizička i hemijska svojstva kalcijuma
Kalcijum je u podgrupi zemnoalkalnih metala II grupe periodnog sistema elemenata; serijski broj 20, atomska težina 40,08, valencija 2, atomska zapremina 25,9. Izotopi kalcijuma: 40 (97%), 42 (0,64%), 43 (0,15%), 44 (2,06%), 46 (0,003%), 48 (0,185%). Elektronska struktura atomi kalcija: 1s2, 2s2p6, 3s2p6, 4s2. Radijus atoma je 1,97 A, poluprečnik jona je 1,06 A. Do 300 ° kristali kalcijuma imaju oblik kocke sa centriranim plohama i veličinom stranice od 5,53 A, iznad 450 ° - heksagonalni oblik. Specifična težina kalcijuma je 1,542, tačka topljenja je 851°, tačka ključanja je 1487°, toplota fuzije je 2,23 kcal/mol, toplota isparavanja je 36,58 kcal/mol. Atomski toplotni kapacitet čvrstog kalcijuma Cp = 5,24 + 3,50*10v-3 T za 298-673°K i Cp = 6,29+1,40*10v-3T za 673-1124°K; za tečni kalcijum Cp = 7,63. Entropija čvrstog kalcijuma 9,95 ± 1, gasovitog na 25° 37,00 ± 0,01.
Pritisak pare čvrstog kalcijuma proučavao je Yu.A. Priselkov i A.N. Nesmeyanov, P. Douglas i D. Tomlin. Vrijednosti elastičnosti zasićene kalcijeve pare date su u tabeli. jedan.
U pogledu toplotne provodljivosti, kalcijum se približava natrijumu i kalijumu, na temperaturama od 20-100 ° koeficijent linearne ekspanzije je 25 * 10v-6, na 20 ° električna otpornost je 3,43 μ ohm / cm3, od 0 do 100 ° temperaturni koeficijent električni otpor 0,0036. Elektrohemijski ekvivalent 0,74745 g/a*h. Vlačna čvrstoća kalcijuma 4,4 kg/mm2, tvrdoća po Brinelu 13, izduženje 53%, omjer redukcije 62%.
Kalcijum ima srebrno-bijelu boju, blista kada se razbije. Na zraku je metal prekriven tankim plavkasto-sivim filmom nitrida, oksida i djelomično kalcijum peroksida. Kalcijum je fleksibilan i savitljiv; može se obraditi na strugu, bušiti, rezati, pilati, presovati, vući itd. Što je metal čistiji, veća je njegova duktilnost.
U nizu napona, kalcij se nalazi među najelektronegativnijim metalima, što objašnjava njegovu visoku hemijsku aktivnost. Na sobnoj temperaturi kalcij ne reagira sa suhim zrakom, na 300° i više se intenzivno oksidira, a pri jakom zagrijavanju gori svijetlim narandžasto-crvenkastim plamenom. U vlažnom zraku, kalcijum se postepeno oksidira, pretvarajući se u hidroksid; relativno sporo reaguje sa hladnom vodom, ali snažno istiskuje vodonik iz tople vode, formirajući hidroksid.
Azot reaguje izrazito sa kalcijumom na 300° i veoma intenzivno na 900° da bi se formirao nitrid Ca3N2. Sa vodonikom na temperaturi od 400°, kalcijum formira hidrid CaH2. Sa suvim halogenima, sa izuzetkom fluora, kalcijum se ne vezuje na sobnoj temperaturi; intenzivno formiranje halogenida dolazi na 400° i više.
Jaka sumporna (65-60° Be) i dušična kiselina slabo djeluju na čisti kalcij. Od vodenih rastvora mineralnih kiselina veoma snažno deluju hlorovodonična kiselina, jaka azotna kiselina i slabo sumporna kiselina. U koncentriranim otopinama NaOH i u otopinama sode, kalcij se gotovo ne uništava.
Aplikacija
Kalcijum se sve više koristi u raznim industrijama. Nedavno je dobio veliki značaj kao redukciono sredstvo u proizvodnji niza metala. Čisti metalni uranijum se dobija redukcijom uranijum fluorida metalnim kalcijumom. Titanijum oksidi, kao i oksidi cirkonija, torija, tantala, niobija i drugih retkih metala, mogu se reducirati kalcijumom ili njegovim hidridima. Kalcij je dobar deoksidant i degazator u proizvodnji bakra, nikla, krom-nikl legura, specijalnih čelika, nikla i kalajne bronce; uklanja sumpor, fosfor i ugljik iz metala i legura.
Kalcijum sa bizmutom stvara vatrostalna jedinjenja, pa se koristi za prečišćavanje olova od bizmuta.
Kalcijum se dodaje raznim lakim legurama. Doprinosi poboljšanju površine ingota, finoći i smanjenju oksidabilnosti. Legure ležajeva koje sadrže kalcij imaju široku primjenu. Legure olova (0,04% Ca) mogu se koristiti za izradu omotača kablova.
Kalcij se koristi za dehidraciju alkohola i rastvarača za odsumporavanje naftnih derivata. Za proizvodnju visokokvalitetnog poroznog betona koriste se legure kalcij-cinka ili legure cink-magnezija (70% Ca). Kalcijum je deo antifrikcionih legura (olovno-kalcijum babbits).
Zbog sposobnosti vezivanja kiseonika i azota, kalcijum ili legure kalcijuma sa natrijumom i drugim metalima koriste se za prečišćavanje plemenitih gasova i kao getter u vakuum radio opremi. Kalcijum se takođe koristi za proizvodnju hidrida, koji je izvor vodonika na terenu. Sa ugljikom, kalcij formira kalcijum karbid CaC2, koji se u velikim količinama koristi za proizvodnju acetilena C2H2.
Istorija razvoja
Devi je prvi put dobio kalcijum u obliku amalgama 1808. godine koristeći elektrolizu vlažnog vapna sa živinom katodom. Bunsen je 1852. dobio amalgam s visokim sadržajem kalcija elektrolizom hlorovodonične kiseline rastvora kalcijum hlorida. Bunsen i Mathyssen su 1855. dobili čisti kalcij elektrolizom CaCl2, a Moissan elektrolizom CaF2. Godine 1893. Borchers je značajno poboljšao elektrolizu kalcijum hlorida primjenom katodnog hlađenja; Arndt je 1902. elektrolizom dobio metal koji sadrži 91,3% Ca. Ruff i Plata su koristili mješavinu CaCl2 i CaF2 da snize temperaturu elektrolize; Borchers i Stockem su dobili sunđer na temperaturi ispod tačke topljenja kalcijuma.
Rathenau i Süter su riješili problem elektrolitičke proizvodnje kalcija predlažući metodu elektrolize sa katodom na dodir, koja je ubrzo postala industrijska. Bilo je mnogo prijedloga i pokušaja da se legure kalcija dobiju elektrolizom, posebno na tečnoj katodi. Prema F.O. Banzel, moguće je dobiti legure kalcija elektrolizom CaF2 uz dodatak soli ili fluoroksida drugih metala. Poulenet i Melan su dobili leguru Ca-Al na katodi tečnog aluminija; Kugelgen i Seward su proizveli leguru Ca-Zn na katodi cinka. Pripreme Ca-Zn legura proučavali su 1913. V. Moldengauer i J. Andersen, koji su također dobili legure Pb-Ca na olovnoj katodi. Koba, Simkins i Gire koristili su olovnu katodnu ćeliju od 2000 A i proizveli leguru sa 2% Ca pri trenutnoj efikasnosti od 20%. I. Tselikov i V. Wazinger dodali su NaCl u elektrolit da bi dobili leguru sa natrijumom; R.R. Syromyatnikov je promiješao leguru i postigao 40-68% strujne efikasnosti. Legure kalcija sa olovom, cinkom i bakrom proizvode se elektrolizom u industrijskim razmjerima.
Termička metoda dobijanja kalcijuma izazvala je veliko interesovanje. Aluminotermnu redukciju oksida otkrio je 1865. godine H.H. Beketov. Godine 1877. Malet je otkrio interakciju mješavine oksida kalcijuma, barijuma i stroncijuma sa aluminijumom kada se zagrevaju. Winkler je pokušao da te iste okside redukuje magnezijumom; Bilz i Wagner, reducirajući kalcijum oksid u vakuumu sa aluminijumom, dobili su nizak prinos metala.Gunz 1929. godine postiže najbolje rezultate. A.I. Voinitsky je 1938. reducirao kalcijev oksid aluminijumom i silikonskim legurama u laboratoriji. Metoda je patentirana 1938. godine. Na kraju Drugog svjetskog rata, termalna metoda je korištena u industriji.
Caron je 1859. godine predložio metodu za dobijanje legura natrijuma sa zemnoalkalnim metalima djelovanjem metalnog natrijuma na njihove kloride. Po ovoj metodi kalcijum (i barin) se dobija u leguri sa olovom. Do Drugog svetskog rata industrijska proizvodnja elektroliza kalcijuma je isporučena u Njemačku i Frakciju. U Biterfeldu (Nemačka) u periodu od 1934. do 1939. godine proizvodilo se 5-10 tona kalcijuma godišnje.Potrebe SAD za kalcijumom pokrivale su se uvozom, koji je iznosio 10-25 g godišnje u periodu 1920-1940. Od 1940. godine, kada je uvoz iz Francuske prestao, Sjedinjene Države su počele da same proizvode kalcijum u značajnim količinama elektrolizom; na kraju rata počeli su da dobijaju kalcijum vakuum termičkom metodom; prema S. Loomisu, njegova proizvodnja je dostigla 4,5 tona dnevno. Prema Minerale Yarbuk, Dominium Magnesium u Kanadi proizvodi kalcijum godišnje:
Informacije o skali oslobađanja kalcija za poslednjih godina nedostaje.
17.12.2019
Far Cry serija nastavlja da zadovoljava svoje igrače stabilnošću. Za toliko vremena postaje jasno šta treba da uradite u ovoj igrici. Lov, preživljavanje, hvatanje...
16.12.2019
Stvarajući dizajn stambenog prostora, posebnu pažnju treba posvetiti unutrašnjosti dnevnog boravka - on će postati centar vašeg "svemira"....
15.12.2019
Nemoguće je zamisliti izgradnju kuće bez upotrebe skela. U drugim oblastima ekonomska aktivnost koriste se i takvi dizajni. OD...
14.12.2019
Kao metoda trajnog spajanja metalnih proizvoda, zavarivanje se pojavilo prije nešto više od jednog stoljeća. Istovremeno, njegova važnost se trenutno ne može precijeniti. NA...
14.12.2019
Optimizacija prostora je izuzetno važna i za mala i za velika skladišta. Ovo uvelike pojednostavljuje rad i omogućava ...
13.12.2019
Metalni crijep - metalni materijal za pokrivanje krovova. Površina limova je presvučena polimernim materijalima i cinkom. Prirodne pločice imitiraju materijal...
13.12.2019
Oprema za testiranje se široko koristi u raznim oblastima. Njegov kvalitet mora biti besprijekoran. Za postizanje ovog cilja, uređaji su opremljeni...
