кальцій

1. Історія і походження назви
2. Знаходження в природі
3. ізотопи
4. У гірських породах і мінералах
5. Міграція в земній корі
6. У біосфері
7. отримання
8. властивості
9. хімічні
10. застосування
11. Металлотермія
12. легування сплавів
13. ядерний синтез
14. Застосування сполук кальцію
15. оксид кальцію
16. Оптичні та лазерні матеріали
17. карбід кальцію
18. Хімічні джерела струму
19. вогнетривкі матеріали
20. Будівельні матеріали
21. металургія
22. Лікарські засоби
23. біологічна роль
24. Довідка
25. Примітки

Зовнішній вигляд простої речовини Властивості атома ім'я , символ , номер

Кальцій / Calcium (Ca), 20

атомна маса

( молярна маса )

40,078 а. е. м. ( г / моль )

[Ar] 4s2

радіус атома

197 пм

Хімічні властивості ковалентний радіус

174 пм

радіус іона

(+ 2 e) 99 пм

електронегативність

1,00 (шкала Полінга)

електродний потенціал

-2,76 В

ступені окислення

2

енергія іонізації

(Перший електрон)

589,4 (6,11) кДж / моль ( еВ )

Термодинамічні властивості щільність (при н. у. )

1,55 г / см³

1112 K

Температура кипіння

1757 K

теплота плавлення

9,20 кДж / моль

теплота випаровування

153,6 кДж / моль

Питома теплоємність

25,9 [2] Дж / (K моль)

молярний об'єм

29,9 см ³ / моль

Кристалічна ґратка структура ґратки

кубічна гранецентрированная

параметри решітки

5.580 Репутація Å

температура Дебая

230 K

Інші характеристики теплопровідність

(300 K) (201) Вт / (м · К)

кальцій - елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва , з атомним номером 20. Позначається символом Ca ( лат. Calcium). проста речовина кальцій ( CAS-номер : 7440-70-2) - м'який, хімічно активний лужноземельний метал сріблясто-білого кольори .

Історія і походження назви

Назва елемента походить від лат. calx (в родовому відмінку calcis) - «вапно», «м'який камінь». Воно було запропоновано англійським хіміком Хемфрі Деві , в 1808 р виділив металевий кальцій електролітичним методом . Деві піддав електролізу суміш вологою гашеного вапна з оксидом ртуті HgO на платинової пластині, яка була анодом . катодом служила платинова дріт, занурена в рідку ртуть . В результаті електролізу виходила амальгама кальцію. Відігнавши з неї ртуть, Деві отримав метал , Названий кальцієм.

З'єднання кальцію - вапняк , мармур , гіпс (а також вапно - продукт випалу вапняку) застосовувалися в будівельній справі вже кілька тисячоліть тому. Аж до кінця XVIII століття хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 році А. Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія , барит , глинозем і кремнезем - речовини складні.

Знаходження в природі

Через високу хімічної активності кальцій у вільному вигляді в природі не зустрічається.

На частку кальцію припадає 3,38% маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню , кремнію , алюмінію і заліза ). Зміст елемента в морській воді - 400 мг / л [3] .

ізотопи

Кальцій зустрічається в природі у вигляді суміші шести ізотопів: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca і 48Ca, серед яких найбільш поширений - 40Ca - становить 96,97%.

З шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48Ca, найважчий з шести і вельми рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), як було нещодавно виявлено, відчуває подвійний бета-розпад з періодом напіврозпаду 5,3 · 1019 років.

У гірських породах і мінералах

Велика частина кальцію міститься в складі силікатів і алюмосиликатов різних гірських порід ( граніти , гнейси і т. п.), особливо в польовому шпату - анортит Ca [Al2Si2O8].

У вигляді осадових порід з'єднання кальцію представлені крейдою і вапняками , Що складаються в основному з мінералу кальциту (CaCO3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається в природі набагато рідше.

Досить широко поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO3, ангідрит CaSO4, алебастр CaSO4 · 0.5H2O і гіпс CaSO4 · 2H2O, флюорит CaF2, апатити Ca5 (PO4) 3 (F, Cl, OH), доломіт MgCO3 · CaCO3. Присутністю солей кальцію і магнію в природній воді визначається її жорсткість.

Кальцій, енергійно мігрує в земній корі і накопичується в різних геохімічних системах, утворює 385 мінералів (четверте місце за кількістю мінералів).

Міграція в земній корі

В природної міграції кальцію істотну роль грає «карбонатное рівновагу», пов'язане з оборотною реакцією взаємодії карбонату кальцію з водою і вуглекислим газом з утворенням розчинної гідрокарбонату:

(Рівновага зміщується вліво або вправо в залежності від концентрації вуглекислого газу).

Величезну роль грає биогенная міграція.

У біосфері

З'єднання кальцію знаходяться практично у всіх тварин і рослинних тканинах ( см. тж. нижче ). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксиапатит Ca5 (PO4) 3OH, або, в іншому записі, 3Ca3 (PO4) 2 · Са (OH) 2 - основа кісткової тканини хребетних, в тому числі і людини; з карбонату кальцію CaCO3 складаються раковини і панцирі багатьох безхребетних, яєчна шкаралупа і ін. В живих тканинах людини і тварин 1,4-2% Са (по масовій частці); в тілі людини масою 70 кг вміст кальцію - близько 1,7 кг (в основному в складі міжклітинної речовини кісткової тканини).

отримання

Вільний металевий кальцій отримують електролізом розплаву , Що складається з CaCl2 (75-80%) і KCl або з CaCl2 і CaF2, а також алюмінотермічеським відновленням CaO при 1170-1200 ° C:

властивості

фізичні

Метал кальцій існує в двох аллотропних модифікаціях . До 443 ° C стійкий α -Ca з кубічної гранецентрированной гратами (параметр а = 0,558 нм), вище стійкий β -Ca з кубічної об'ємно-центрованої гратами типу α -Fe (параметр a = 0,448 нм). стандартна ентальпія переходу α → β становить 0,93 кДж / моль.

При поступовому підвищенні тиску починає проявляти властивості напівпровідника, але не стає напівпровідником в повному сенсі цього слова (металом вже теж не є). При подальшому підвищенні тиску повертається в металевий стан і починає проявляти надпровідні властивості (температура надпровідності в шість разів вище, ніж у ртуті, і набагато перевершує по провідності всі інші елементи). Унікальне поведінку кальцію схоже багато в чому на стронцій (тобто паралелі в періодичній системі зберігаються) [4] .

хімічні

Кальцій - типовий лужноземельний метал . Хімічна активність кальцію висока, але нижче, ніж більш важких лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з киснем, вуглекислим газом і вологою повітря, через що поверхня металевого кальцію зазвичай тьмяно сіра, тому в лабораторії кальцій звичайно зберігають, як і інші лужноземельні метали, в щільно закритій банці під шаром гасу або рідкого парафіну .

В ряду стандартних потенціалів кальцій розташований зліва від водню . Стандартний електродний потенціал пари Ca2 + / Ca0 -2,84 В, так що кальцій активно реагує з водою, але без займання:

З активними неметаллами ( киснем , хлором , бромом ) Кальцій реагує за звичайних умов:

При нагріванні на повітрі або в кисні кальцій запалюється і горить червоним полум'ям з помаранчевим відтінком. З менш активними неметалами ( воднем , бором , вуглецем , кремнієм , азотом , фосфором і іншими) кальцій вступає у взаємодію при нагріванні, наприклад:

Крім фосфіду кальцію Ca3P2 відомі також фосфіди кальцію складу СаР і СаР5;

Крім силіциду кальцію Ca2Si відомі також силіциди кальцію складу CaSi, Ca3Si4 і CaSi2.

Перебіг зазначених вище реакцій, як правило, супроводжується виділенням великої кількості теплоти. У всіх з'єднаннях з неметалами ступінь окислення кальцію +2. Більшість із з'єднань кальцію з неметалами легко розкладається водою, наприклад:

Іон Ca2 + безбарвний. При внесенні в полум'я розчинних солей кальцію полум'я забарвлюється в цегляно-червоний колір.

Такі солі кальцію, як хлорид CaCl2, бромід CaBr2, йодид CaI2 і нітрат Ca (NO3) 2, добре розчинні у воді. Нерозчинні у воді фторид CaF2, карбонат CaCO3, сульфат CaSO4, ортофосфат Ca3 (PO4) 2, оксалат СаС2О4 і деякі інші.

Важливе значення має та обставина, що, на відміну від карбонату кальцію СаСО3 , Кислий карбонат кальцію (гідрокарбонат) Са (НСО3) 2 в воді розчинний. У природі це призводить до наступних процесів. Коли холодна дощова або річкова вода, насичена вуглекислим газом , Проникає під землю і потрапляє на вапняки , То спостерігається їх розчинення, а тих же місцях, де вода, насичена гідрокарбонатом кальцію, виходить на поверхню землі і нагрівається сонячними променями, протікає зворотна реакція

Так в природі відбувається перенесення великих мас речовин. В результаті під землею можуть утворитися величезні провали, а в печерах утворюються красиві кам'яні « бурульки »- сталактити і сталагміти .

Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову жорсткість води. Тимчасової її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і в осад випадає СаСО3. Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип .

застосування

Застосування металевого кальцію

Головне застосування металевого кальцію - це використання його як відновника при отриманні металів, особливо нікелю, міді та нержавіючої сталі. Кальцій і його гідрид використовуються також для отримання трудновосстанавліваемих металів, таких, як хром , торій і уран . Сплави кальцію зі свинцем знаходять застосування в акумуляторних батареях і підшипникових сплавах. Кальцієві гранули використовуються також для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів.

Металлотермія

Чистий металевий кальцій широко застосовується в металлотермии при отриманні рідкісних металів.

легування сплавів

Чистий кальцій застосовується для легування свинцю , Що йде на виготовлення акумуляторних пластин, необслуговуваних стартерних свинцево-кислотних акумуляторів з малим саморазрядом. Також металевий кальцій йде на виробництво якісних кальцієвих бабітів БКА.

ядерний синтез

Ізотоп 48Ca - один з ефективних і уживаних матеріалів для виробництва надважких елементів і відкриття нових елементів таблиці Менделєєва . Це пов'язано з тим, що кальцій-48 є двічі магічним ядром , Тому його стійкість дозволяє йому бути досить нейтроноізбиточних для легкого ядра; при синтезі надважких ядер потрібен надлишок нейтронів.

Застосування сполук кальцію

гідрид кальцію

Нагріванням кальцію в атмосфері водню отримують CaH2 ( гідрид кальцію ), Який використовується в металургії (металлотермии) і при отриманні водню в польових умовах.

оксид кальцію

Оксид кальцію CaO, в складі твердого розчину оксидів інших лужноземельних металів - барію і стронцію ( BaO , SrO), використовується в якості активного шару катодів непрямого напруження в вакуумних електронних приладах .

Оптичні та лазерні матеріали

фторид кальцію ( флюорит ) Застосовується у вигляді монокристалів в оптиці (Астрономічні об'єктиви, лінзи, призми) і як лазерний матеріал. вольфрамат кальцію ( шеелит ) У вигляді монокристалів застосовується в лазерній техніці, а також як сцинтилятор .

карбід кальцію

карбід кальцію CaC2 широко застосовується для отримання ацетилену і для відновлення металів, а також при отриманні ціанаміду кальцію (нагріванням карбіду кальцію в азоті при 1200 ° C , Реакція йде екзотермічно, проводиться в ціанамідних печах).

Хімічні джерела струму

Кальцій, а також його сплави з алюмінієм і магнієм використовуються в резервних теплових електричних батареях в якості анода (наприклад кальцій-хроматних елемент). Хромат кальцію використовується в таких батареях в якості катода. Особливість таких батарей - надзвичайно довгий термін зберігання (десятиліття) в придатному стані, можливість експлуатації в будь-яких умовах (космос, високі тиску), велика питома енергія за вагою і обсягом. Недолік в недовгому терміні дії. Такі батареї використовуються там, де необхідно на короткий термін створити велику електричну потужність (балістичні ракети, деякі космічні апарати та ін.).

вогнетривкі матеріали

Оксид кальцію, як у вільному вигляді, так і в складі керамічних сумішей, застосовується у виробництві вогнетривких матеріалів.

Будівельні матеріали

Використання сполук кальцію у виробництві будівельних матеріалів є наймасштабнішим з усіх застосувань. Окис (і гідроокис) кальцію використовується і як сполучна, і як пігмент у виробництві будівельних розчинів, різного роду водорозчинних фарб, побелок, при отриманні силікатної цегли. З'єднання кальцію використовуються у виробництві цементу , скло. Як наповнювачі - для приготування замазок і шпаклівок, фарб і емалей. Широко використовується також алебастр (Будівельний гіпс), для відливання ліпних прикрас, статуй і горельєфів. як компонент в будівельних розчинах.

Знаходить застосування природний мінерал мармур - для обробки фасадів будівель, внутрішніх приміщень, підлог, для виготовлення елементів інтер'єру , Стільниць, підвіконь і т. Д.

металургія

З'єднання кальцію (в основному карбонат або гідрокарбонат) застосовуються для обмазок електродів в дугового електрозварювання. З'єднання кальцію широко застосовуються для приготування флюсів для плавки і зварювання металів.

Лікарські засоби

З'єднання кальцію широко застосовуються в якості антигистаминного кошти.

Крім того, сполуки кальцію вводять до складу препаратів для профілактики остеопорозу , В вітамінні комплекси для вагітних і літніх.

біологічна роль

Кальцій - поширений макроелемент в організмі рослин, тварин і людини. В організмі людини та інших хребетних велика його частина міститься в скелеті і зубах у вигляді фосфатів. З різних форм карбонату кальцію (вапна) складаються скелети більшості груп безхребетних (губки, коралові поліпи, молюски та ін.). Іони кальцію беруть участь у процесах згортання крові , А також у забезпеченні постійного осмотичного тиску крові. Іони кальцію також служать одним з універсальних вторинних посередників і регулюють найрізноманітніші внутрішньоклітинні процеси - м'язове скорочення , екзоцитоз , В тому числі секрецію гормонів і нейромедіаторів та ін. Концентрація кальцію в цитоплазмі клітин людини становить близько 10-7 моль, в міжклітинних рідинах близько 10-3 моль.

Потреба в кальції залежить від віку. Для дорослих необхідна денна норма становить від 800 до 1000 міліграмів (мг), а для дітей від 600 до 900 мг, що для дітей дуже важливо через інтенсивне зростання скелета. Велика частина кальцію, що надходить в організм людини з їжею, міститься в молочних продуктах , Що залишився кальцій доводиться на м'ясо , Рибу, і деякі рослинні продукти (особливо багато містять бобові ). Всмоктування відбувається як в товстому, так і тонкому кишечнику і полегшується кислим середовищем, вітаміном D і вітаміном С , лактозою , ненасиченими жирними кислотами . важлива роль магнію в кальциевом обміні, при його нестачі кальцій «вимивається» з кісток і осідає в нирках (ниркові камені) і м'язах.

Засвоєнню кальцію перешкоджають аспірин, щавелева кислота , похідні естрогенів . З'єднуючись з щавлевої кислотою, кальцій дає нерозчинні компоненти, які є компонентами каменів в нирках .

Вмісту кальцію в крові через великої кількості пов'язаних з ним процесів точно регулюється, і при правильному харчуванні дефіциту не виникає. Тривала відсутність в раціоні може викликати судоми, біль в суглобах , Сонливість, дефекти зростання, а також запори . Більш глибокий дефіцит призводить до постійних м'язовим судом і остеопорозу . Недолік кальцію може викликати безліч захворювань [Джерело не вказано 604 дня] . зловживання кава і алкоголем можуть бути причинами дефіциту кальцію, так як частина його виводиться з сечею .

Надлишкові дози кальцію і вітаміну D можуть викликати гіперкальцемія , Після якої слід інтенсивна кальцифікація кісток і тканин (в основному зачіпає сечовидільну систему). Тривалий надлишок порушує функціонування м'язових і нервових тканин, збільшує згортання крові і зменшує засвоюваність цинку клітинами кісткової тканини . Максимальна денна безпечна доза становить для дорослого від 1500 до 1800 міліграмів.

Довідка

Вміст кальцію в продуктах харчування:

Малий вміст кальцію: хліб з висівками (60), хліб пшеничний (37); субпродукти, крупи (менше 50), буряк (37), морква (46).

Більш повна інформація про кальцій в харчових продуктах на сайті USDA.gov

Рекомендовані Всесвітньою Організацією Охорони Здоров'я добові норми споживання кальцію [5] .

Діти до 3 років - 600 мг.

Діти від 4 до 10 років - 800 мг.

Діти від 10 до 13 років - 1000 мг.

Підлітки від 13 до 16 років - 1200 мг.

Молодь від 16 і старше - 1000 мг.

Дорослі від 25 до 50 років - від 800 до 1200 мг.

Вагітні та годують грудьми жінки - від 1500 до 2000 мг.

Примітки

література

• Доронін. Н. А. Кальцій, Госхіміздат, 1962. 191 стр. З іл.

посилання