Kalsium (latinsk kalsium, symbolisert Ca) er et grunnstoff med atomnummer 20 og atommasse 40,078. Det er et element i hovedundergruppen til den andre gruppen, den fjerde perioden i det periodiske systemet for kjemiske elementer til Dmitry Ivanovich Mendeleev. Under normale forhold er det enkle stoffet kalsium et lett (1,54 g/cm3) formbart, mykt, kjemisk aktivt jordalkalimetall med sølvhvit farge.
I naturen presenteres kalsium som en blanding av seks isotoper: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), 43Ca (0,145%), 44Ca (2,06%), 46Ca (0,0033%) og 48Ca (0,185%). Hovedisotopen til det tjuende elementet - det vanligste - er 40Ca, dens isotopiske overflod er omtrent 97%. Av de seks naturlige isotopene av kalsium er fem stabile; den sjette isotopen 48Ca, den tyngste av de seks og ganske sjeldne (den isotopiske forekomsten er bare 0,185%), ble nylig funnet å gjennomgå dobbelt β-forfall med en halveringstid på 5,3∙1019 år. Isotoper oppnådd kunstig med massetall 39, 41, 45, 47 og 49 er radioaktive. Oftest brukes de som en isotopindikator i studiet av mineralmetabolismeprosesser i en levende organisme. 45Ca, oppnådd ved å bestråle metallisk kalsium eller dets forbindelser med nøytroner i en uranreaktor, spiller en viktig rolle i studiet av metabolske prosesser som forekommer i jordsmonn og i studiet av prosessene for kalsiumabsorpsjon av planter. Takket være den samme isotopen var det mulig å oppdage kilder til forurensning av ulike typer stål og ultrarent jern med kalsiumforbindelser under smelteprosessen.
Kalsiumforbindelser - marmor, gips, kalkstein og kalk (et produkt fra kalksteinsfyring) har vært kjent siden antikken og ble mye brukt i konstruksjon og medisin. De gamle egypterne brukte kalsiumforbindelser i konstruksjonen av pyramidene sine, og innbyggerne i det store Roma oppfant betong - ved å bruke en blanding av pukk, kalk og sand. Helt til slutten av 1700-tallet var kjemikere overbevist om at kalk var et enkelt fast stoff. Det var først i 1789 at Lavoisier foreslo at kalk, alumina og noen andre forbindelser var komplekse stoffer. I 1808 ble kalsiummetall oppnådd av G. Davy ved elektrolyse.
Bruken av kalsiummetall er assosiert med dets høye kjemiske aktivitet. Det brukes til utvinning fra forbindelser av visse metaller, for eksempel thorium, uran, krom, zirkonium, cesium, rubidium; for fjerning av oksygen og svovel fra stål og noen andre legeringer; for dehydrering av organiske væsker; for å absorbere restgasser i vakuumanordninger. I tillegg fungerer kalsiummetall som en legeringskomponent i noen legeringer. Kalsiumforbindelser brukes mye mer - de brukes i konstruksjon, pyroteknikk, glassproduksjon, medisin og mange andre felt.
Kalsium er et av de viktigste biogene elementene; det er nødvendig for de fleste levende organismer for det normale forløpet av livsprosesser. Den voksne kroppen inneholder opptil halvannet kilo kalsium. Det er tilstede i alle vev og væsker av levende organismer. Det tjuende elementet er nødvendig for dannelse av beinvev, opprettholdelse av hjertefrekvens, blodpropp, opprettholdelse av normal permeabilitet av ytre cellemembraner og dannelse av en rekke enzymer. Listen over funksjoner som kalsium utfører i kroppen til planter og dyr er veldig lang. Det er nok å si at bare sjeldne organismer er i stand til å utvikle seg i et miljø uten kalsium, og andre organismer består av 38% av dette elementet (menneskekroppen inneholder bare ca. 2% kalsium).
Biologiske egenskaper
Kalsium er et av de biogene elementene; dets forbindelser finnes i nesten alle levende organismer (få organismer er i stand til å utvikle seg i et miljø uten kalsium), noe som sikrer et normalt forløp av livsprosesser. Det tjuende elementet er tilstede i alle vev og væsker fra dyr og planter; det meste av det (i virveldyr, inkludert mennesker) er inneholdt i skjelettet og tennene i form av fosfater (for eksempel hydroksyapatitt Ca5(PO4)3OH eller 3Ca3 (PO4)2 Ca (OH)2). Bruken av det tjuende elementet som byggemateriale for bein og tenner skyldes at kalsiumioner ikke brukes i cellen. Kalsiumkonsentrasjonen styres av spesielle hormoner; deres kombinerte virkning bevarer og opprettholder beinstrukturen. Skjelettene til de fleste grupper av virvelløse dyr (bløtdyr, koraller, svamper og andre) er bygget av ulike former for kalsiumkarbonat CaCO3 (kalk). Mange virvelløse dyr lagrer kalsium før de smelter for å bygge et nytt skjelett eller for å sikre vitale funksjoner under ugunstige forhold. Dyr får kalsium fra mat og vann, og planter - fra jorda og i forhold til dette elementet er de delt inn i kalsifile og kalsefober.
Ionene til dette viktige mikroelementet er involvert i blodkoagulasjonsprosesser, så vel som i å sikre konstant osmotisk trykk i blodet. I tillegg er kalsium nødvendig for dannelsen av en rekke cellulære strukturer, opprettholde normal permeabilitet av ytre cellemembraner, for befruktning av egg fra fisk og andre dyr, og aktivering av en rekke enzymer (kanskje denne omstendigheten skyldes det faktum at kalsium erstatter magnesiumioner). Kalsiumioner overfører eksitasjon til muskelfiberen, får den til å trekke seg sammen, øker styrken til hjertesammentrekninger, øker den fagocytiske funksjonen til leukocytter, aktiverer systemet med beskyttende blodproteiner, regulerer eksocytose, inkludert utskillelse av hormoner og nevrotransmittere. Kalsium påvirker permeabiliteten til blodårene - uten dette elementet ville fett, lipider og kolesterol sette seg på veggene i blodårene. Kalsium fremmer frigjøring av tungmetallsalter og radionuklider fra kroppen og utfører antioksidantfunksjoner. Kalsium påvirker reproduksjonssystemet, har en antistresseffekt og har en antiallergisk effekt.
Kalsiuminnholdet i kroppen til en voksen (som veier 70 kg) er 1,7 kg (hovedsakelig i den intercellulære substansen i beinvevet). Behovet for dette elementet avhenger av alder: for voksne er det nødvendige daglige inntaket fra 800 til 1000 milligram, for barn fra 600 til 900 milligram. For barn er det spesielt viktig å innta den nødvendige dosen for intensiv beinvekst og utvikling. Hovedkilden til kalsium i kroppen er melk og meieriprodukter; resten av kalsium kommer fra kjøtt, fisk og noen planteprodukter (spesielt belgfrukter). Absorpsjon av kalsiumkationer skjer i tykktarmen og tynntarmen; absorpsjonen forenkles av et surt miljø, vitamin C og D, laktose (melkesyre) og umettede fettsyrer. I sin tur reduserer aspirin, oksalsyre og østrogenderivater fordøyeligheten til det tjuende elementet betydelig. Når det kombineres med oksalsyre, produserer kalsium derfor vannuløselige forbindelser som er komponenter i nyrestein. Magnesiums rolle i kalsiummetabolismen er stor - med sin mangel blir kalsium "vasket ut" fra bein og avsatt i nyrene (nyrestein) og muskler. Generelt har kroppen et komplekst system for å lagre og frigjøre det tjuende elementet; av denne grunn er kalsiuminnholdet i blodet nøyaktig regulert, og med riktig ernæring oppstår ikke mangel eller overskudd. En langsiktig kalsiumdiett kan forårsake kramper, leddsmerter, forstoppelse, tretthet, døsighet og veksthemming. En langvarig mangel på kalsium i kosten fører til utvikling av osteoporose. Nikotin, koffein og alkohol er noen av årsakene til kalsiummangel i kroppen, da de bidrar til dens intensive utskillelse i urinen. Imidlertid fører et overskudd av det tjuende elementet (eller vitamin D) til negative konsekvenser - hyperkalsemi utvikler seg, hvis konsekvens er intens forkalkning av bein og vev (hovedsakelig påvirker urinsystemet). Et langvarig kalsiumoverskudd forstyrrer funksjonen til muskel- og nervevev, øker blodpropp og reduserer absorpsjonen av sink i beinceller. Slitasjegikt, grå stær og blodtrykksproblemer kan oppstå. Fra ovenstående kan vi konkludere med at cellene til plante- og dyreorganismer trenger strengt definerte forhold mellom kalsiumioner.
I farmakologi og medisin brukes kalsiumforbindelser til fremstilling av vitaminer, tabletter, piller, injeksjoner, antibiotika, samt til fremstilling av ampuller og medisinske redskaper.
Det viser seg at en ganske vanlig årsak til mannlig infertilitet er mangel på kalsium i kroppen! Faktum er at sædhodet har en pilformet formasjon, som utelukkende består av kalsium; med en tilstrekkelig mengde av dette elementet er sædcellene i stand til å overvinne membranen og befrukte egget; hvis det er utilstrekkelig mengde, infertilitet inntreffer.
Amerikanske forskere har funnet ut at mangel på kalsiumioner i blodet fører til svekket hukommelse og nedsatt intelligens. Fra det kjente amerikanske magasinet Science News ble det for eksempel kjent om eksperimenter som bekreftet at katter utvikler en betinget refleks bare hvis hjernecellene inneholder mer kalsium enn blod.
Forbindelsen kalsiumcyanamid, høyt verdsatt i landbruket, brukes ikke bare som nitrogengjødsel og ureakilde - en verdifull gjødsel og råstoff for produksjon av syntetiske harpikser, men også som et stoff som det var mulig å mekanisere med høsting av bomullsfelt. Faktum er at etter behandling med denne forbindelsen, kaster bomullsplanten umiddelbart bladene, noe som lar folk overlate bomullsplukkingen til maskiner.
Når man snakker om mat rik på kalsium, nevnes alltid meieriprodukter, men selve melken inneholder fra 120 mg (ku) til 170 mg (sau) kalsium per 100 g; cottage cheese er enda dårligere - bare 80 mg per 100 gram. Av meieriproduktene er det kun ost som inneholder fra 730 mg (Gouda) til 970 mg (Emmenenthal) kalsium per 100 g produkt. Rekordholderen for innholdet av det tjuende elementet er imidlertid valmue - 100 gram valmuefrø inneholder nesten 1500 mg kalsium!
Kalsiumklorid CaCl2, brukt for eksempel i kjøleenheter, er et avfallsprodukt fra mange kjemiske teknologiske prosesser, spesielt storskala brusproduksjon. Til tross for den utstrakte bruken av kalsiumklorid på ulike felt, er forbruket betydelig lavere enn produksjonen. Av denne grunn, for eksempel nær brusfabrikker, dannes hele innsjøer av kalsiumkloridlake. Slike opplagdammer er ikke uvanlige.
For å forstå hvor mye kalsiumforbindelser som forbrukes, er det verdt å gi bare et par eksempler. I stålproduksjonen brukes kalk til å fjerne fosfor, silisium, mangan og svovel, i oksygenkonverteringsprosessen forbrukes det 75 kilo kalk per tonn stål! Et annet eksempel kommer fra et helt annet område – næringsmiddelindustrien. Ved sukkerproduksjon omsettes råsukkersirup med kalk for å utfelle kalsiumsukrose. Så rørsukker krever vanligvis omtrent 3-5 kg lime per tonn, og betesukker - hundre ganger mer, det vil si omtrent et halvt tonn lime per tonn sukker!
Vannets "hardhet" er en rekke egenskaper som kalsium- og magnesiumsalter oppløst i det gir vann. Stivhet er delt inn i midlertidig og permanent. Midlertidig eller karbonathardhet er forårsaket av tilstedeværelsen av løselige hydrokarbonater Ca(HCO3)2 og Mg(HCO3)2 i vann. Det er veldig lett å kvitte seg med karbonat-hardhet - når vann kokes, blir bikarbonater til vannuløselige kalsium- og magnesiumkarbonater, som utfelles. Permanent hardhet skapes av sulfater og klorider av de samme metallene, men å bli kvitt det er mye vanskeligere. Hardt vann er ikke så farlig fordi det forhindrer dannelse av såpeskum og vasker derfor klær dårligere; det som er mye verre er at det danner et avleiringslag i dampkjeler og kjelesystemer, og reduserer dermed effektiviteten og fører til nødsituasjoner. Det som er interessant er at de visste hvordan de skulle bestemme hardheten til vannet i det gamle Roma. Rødvin ble brukt som reagens - dens fargestoffer danner et bunnfall med kalsium- og magnesiumioner.
Prosessen med å forberede kalsium for lagring er veldig interessant. Kalsiummetall lagres i lang tid i form av stykker som veier fra 0,5 til 60 kg. Disse "blokkene" er pakket i papirposer, og deretter plassert i galvaniserte jernbeholdere med loddede og malte sømmer. Tett lukkede beholdere legges i trekasser. Stykker som veier mindre enn et halvt kilo kan ikke lagres i lang tid - når de oksideres, blir de raskt til oksid, hydroksid og kalsiumkarbonat.
Historie
Kalsiummetall ble oppnådd relativt nylig - i 1808, men menneskeheten har vært kjent med forbindelser av dette metallet i veldig lang tid. Siden antikken har folk brukt kalkstein, kritt, marmor, alabaster, gips og andre kalsiumholdige forbindelser i konstruksjon og medisin. Kalkstein CaCO3 var mest sannsynlig det første byggematerialet som ble brukt av mennesker. Den ble brukt i byggingen av de egyptiske pyramidene og den kinesiske mur. Mange templer og kirker i Rus, så vel som de fleste av bygningene i det gamle Moskva, ble bygget med kalkstein - en hvit stein. Selv i antikken mottok en person ved å brenne kalkstein (CaO), som det fremgår av verkene til Plinius den eldste (1. århundre e.Kr.) og Dioscorides, en lege i den romerske hæren, som han introduserte kalsiumoksid til i sin essay "On Medicines." navnet "quicklime", som har overlevd til i dag. Og alt dette til tross for at rent kalsiumoksid først ble beskrevet av den tyske kjemikeren I. Så først i 1746, og i 1755, avslørte kjemikeren J. Black, som studerte fyringsprosessen, at tapet av kalksteinsmasse under fyring skjer pga. til utslipp av karbondioksidgass:
CaCO3 ↔ CO2 + CaO
De egyptiske mørtlene som ble brukt i Giza-pyramidene var basert på delvis dehydrert gips CaSO4 2H2O eller, med andre ord, alabast 2CaSO4∙H2O. Det er også grunnlaget for all gips i graven til Tutankhamon. Egypterne brukte brent gips (alabaster) som bindemiddel i konstruksjonen av vanningsstrukturer. Ved å brenne naturlig gips ved høye temperaturer oppnådde egyptiske byggherrer sin delvise dehydrering, og ikke bare vann, men også svovelsyreanhydrid ble spaltet fra molekylet. Deretter, når den ble fortynnet med vann, ble det oppnådd en veldig sterk masse som ikke var redd for vann og temperatursvingninger.
Romerne kan med rette kalles oppfinnerne av betong, fordi de i bygningene deres brukte en av variantene av dette byggematerialet - en blanding av pukk, sand og kalk. Det er en beskrivelse av Plinius den eldre av konstruksjonen av sisterner fra slik betong: «For å bygge sisterner, ta fem deler ren grussand, to deler av den best leskede kalken og fragmenter av sileks (hard lava) som ikke veier mer enn en slå hver, etter blanding, komprimer bunn- og sideflatene med slagene fra en jernstamper " I Italias fuktige klima var betong det mest motstandsdyktige materialet.
Det viser seg at menneskeheten lenge har vært klar over kalsiumforbindelser, som de konsumerte mye. Men frem til slutten av 1700-tallet anså kjemikere kalk for å være et enkelt fast stoff; først på terskelen til det nye århundre begynte studiet av kalkens og andre kalsiumforbindelser. Så Stahl foreslo at kalk var en kompleks kropp bestående av jordiske og vannaktige prinsipper, og Black etablerte forskjellen mellom kaustisk kalk og kullsyreholdig kalk, som inneholdt "fast luft". Antoine Laurent Lavoisier klassifiserte kalkholdig jord (CaO) som et grunnstoff, det vil si som et enkelt stoff, selv om han i 1789 foreslo at kalk, magnesia, baritt, alumina og silika er komplekse stoffer, men det vil være mulig å bevise dette bare ved å dekomponerer den "stædige jorden" (kalsiumoksid). Og den første personen til å lykkes var Humphry Davy. Etter vellykket nedbrytning av kalium- og natriumoksider ved elektrolyse, bestemte kjemikeren seg for å skaffe jordalkalimetaller på samme måte. De første forsøkene var imidlertid mislykkede - engelskmannen prøvde å dekomponere kalk ved elektrolyse i luft og under et oljelag, deretter kalsinerte kalken med metallisk kalium i et rør og utførte mange andre eksperimenter, men til ingen nytte. Til slutt, i en enhet med en kvikksølvkatode, oppnådde han et amalgam ved elektrolyse av kalk, og fra det metallisk kalsium. Ganske snart ble denne metoden for å skaffe metall forbedret av I. Berzelius og M. Pontin.
Det nye elementet fikk navnet sitt fra det latinske ordet "calx" (i genitivtilfellet calcis) - kalk, myk stein. Calx var navnet som ble gitt til kritt, kalkstein, generelt rullestein, men oftest kalkbasert mørtel. Dette konseptet ble også brukt av eldgamle forfattere (Vitruvius, Plinius den eldste, Dioscorides), som beskrev brenning av kalkstein, lesking av kalk og forberedelse av mørtel. Senere, i kretsen av alkymister, betegnet "calx" produktet av skyting generelt - spesielt metaller. For eksempel ble metalloksider kalt metallkalk, og selve brenningsprosessen ble kalt kalsinering. I gammel russisk reseptlitteratur finnes ordet kal (smuss, leire), så i samlingen av Trinity-Sergius Lavra (XV århundre) sies det: "finn avføring, fra det skaper de gullet til digelen." Det var først senere at ordet avføring, som utvilsomt er knyttet til ordet «calx», ble synonymt med ordet møkk. I russisk litteratur på begynnelsen av 1800-tallet ble kalsium noen ganger kalt bunnen av kalkholdig jord, kalking (Shcheglov, 1830), forkalkning (Iovsky), kalsium, kalsium (Hess).
Å være i naturen
Kalsium er et av de vanligste grunnstoffene på planeten vår - det femte i kvantitativt innhold i naturen (av ikke-metaller er bare oksygen mer vanlig - 49,5% og silisium - 25,3%) og tredje blant metaller (bare aluminium er mer vanlig - 7,5 % og jern - 5,08 %). Clarke (gjennomsnittlig innhold i jordskorpen) av kalsium, ifølge ulike estimater, varierer fra 2,96% av massen til 3,38%, vi kan definitivt si at dette tallet er omtrent 3%. Det ytre skallet til kalsiumatomet har to valenselektroner, hvis forbindelse med kjernen er ganske svak. Av denne grunn er kalsium svært kjemisk reaktivt og forekommer ikke i fri form i naturen. Imidlertid migrerer det aktivt og akkumuleres i forskjellige geokjemiske systemer, og danner omtrent 400 mineraler: silikater, aluminosilikater, karbonater, fosfater, sulfater, borosilikater, molybdater, klorider og andre, rangert på fjerde plass i denne indikatoren. Når basaltiske magmaer smelter, akkumuleres kalsium i smelten og inngår i sammensetningen av de viktigste steindannende mineralene, under fraksjoneringen av hvilke innholdet avtar under differensieringen av magma fra basiske til sure bergarter. For det meste ligger kalsium i den nedre delen av jordskorpen, og samler seg i grunnleggende bergarter (6,72 %); det er lite kalsium i jordkappen (0,7 %) og sannsynligvis enda mindre i jordens kjerne (i jernmeteoritter som ligner på kjernen er det tjuende elementet bare 0,02 %).
Riktignok er clarke av kalsium i steinete meteoritter 1,4% (sjelden kalsiumsulfid er funnet), i mellomstore bergarter er det 4,65%, og sure bergarter inneholder 1,58% kalsium i vekt. Hoveddelen av kalsium finnes i silikater og aluminosilikater av forskjellige bergarter (granitter, gneiser, etc.), spesielt i feltspat - anortitt Ca, samt diopsid CaMg, wollastonitt Ca3. I form av sedimentære bergarter er kalsiumforbindelser representert av kritt og kalksteiner, hovedsakelig bestående av mineralet kalsitt (CaCO3).
Kalsiumkarbonat CaCO3 er en av de mest tallrike forbindelsene på jorden - kalsiumkarbonatmineraler dekker omtrent 40 millioner kvadratkilometer av jordens overflate. I mange deler av jordens overflate er det betydelige sedimentære forekomster av kalsiumkarbonat, som ble dannet fra restene av eldgamle marine organismer - kritt, marmor, kalkstein, skjellbergarter - alt dette er CaCO3 med mindre urenheter, og kalsitt er ren CaCO3. Det viktigste av disse mineralene er kalkstein, eller rettere sagt kalksteiner - fordi hver forekomst er forskjellig i tetthet, sammensetning og mengde urenheter. For eksempel er skjellbergart kalkstein av organisk opprinnelse, og kalsiumkarbonat, som har færre urenheter, danner gjennomsiktige krystaller av kalkstein eller islandsspat. Krit er en annen vanlig type kalsiumkarbonat, men marmor, en krystallinsk form for kalsitt, er mye mindre vanlig i naturen. Det er generelt akseptert at marmor ble dannet av kalkstein i gamle geologiske tidsepoker. Etter hvert som jordskorpen beveget seg, ble individuelle forekomster av kalkstein begravd under lag av andre bergarter. Under påvirkning av høyt trykk og temperatur skjedde prosessen med omkrystallisering, og kalksteinen ble til en tettere krystallinsk stein - marmor. Bisarre stalaktitter og stalagmitter er mineralet aragonitt, som er en annen type kalsiumkarbonat. Ortorhombisk aragonitt dannes i varme hav - enorme lag med kalsiumkarbonat i form av aragonitt dannes i Bahamas, Florida Keys og Rødehavsbassenget. Også ganske utbredt er kalsiummineraler som fluoritt CaF2, dolomitt MgCO3 CaCO3, anhydritt CaSO4, fosforitt Ca5(PO4)3(OH,CO3) (med forskjellige urenheter) og apatitter Ca5(PO4)3(F,Cl,OH) - former av kalsiumfosfat, alabaster CaSO4 0,5H2O og gips CaSO4 2H2O (former av kalsiumsulfat) og andre. Kalsiumholdige mineraler inneholder isomorft erstattende urenheter (for eksempel natrium, strontium, sjeldne jordarter, radioaktive og andre elementer).
En stor mengde av det tjuende elementet finnes i naturlige farvann på grunn av eksistensen av en global "karbonatlikevekt" mellom dårlig løselig CaCO3, svært løselig Ca(HCO3)2 og CO2 som finnes i vann og luft:
CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2 = Ca2+ + 2HCO3-
Denne reaksjonen er reversibel og er grunnlaget for omfordelingen av det tjuende elementet - med høyt karbondioksidinnhold i vann er kalsium i løsning, og med lavt CO2-innhold utfelles mineralet kalsitt CaCO3, og danner tykke forekomster av kalkstein, kritt , og marmor.
En betydelig mengde kalsium er en del av levende organismer, for eksempel hydroksyapatitt Ca5(PO4)3OH, eller, i en annen oppføring, 3Ca3(PO4)2 Ca(OH)2 - grunnlaget for beinvevet til virveldyr, inkludert mennesker. Kalsiumkarbonat CaCO3 er hovedkomponenten i skjell og skjell til mange virvelløse dyr, eggeskall, koraller og til og med perler.
applikasjon
Kalsiummetall brukes ganske sjelden. I utgangspunktet brukes dette metallet (så vel som dets hydrid) i metallotermisk produksjon av metaller som er vanskelig å redusere - uran, titan, thorium, zirkonium, cesium, rubidium og en rekke sjeldne jordmetaller fra deres forbindelser (oksider eller halogenider) ). Kalsium brukes som reduksjonsmiddel i produksjon av nikkel, kobber og rustfritt stål. Det tjuende elementet brukes også til deoksidering av stål, bronse og andre legeringer, for fjerning av svovel fra petroleumsprodukter, for dehydrering av organiske løsningsmidler, for rensing av argon fra nitrogenurenheter og som gassabsorber i elektriske vakuumapparater. Kalsiummetall brukes i produksjonen av antifriksjonslegeringer av Pb-Na-Ca-systemet (brukt i lagre), samt en Pb-Ca-legering som brukes til fremstilling av elektriske kabelkapper. Silikokalsiumlegering (Ca-Si-Ca) brukes som deoksidasjonsmiddel og avgassingsmiddel ved produksjon av kvalitetsstål. Kalsium brukes både som legeringselement for aluminiumslegeringer og som modifiserende tilsetningsstoff for magnesiumlegeringer. For eksempel øker innføringen av kalsium styrken til aluminiumslagere. Rent kalsium brukes også til å legere bly, som brukes til produksjon av batteriplater og vedlikeholdsfrie start-bly-syre-batterier med lav selvutladning. Metallisk kalsium brukes også til produksjon av høykvalitets kalsiumbabbits BKA. Ved hjelp av kalsium reguleres karboninnholdet i støpejern og vismut fjernes fra bly, og stålet renses fra oksygen, svovel og fosfor. Kalsium, så vel som dets legeringer med aluminium og magnesium, brukes i termiske elektriske reservebatterier som en anode (for eksempel kalsiumkromatelement).
Imidlertid brukes forbindelser av det tjuende element mye mer utbredt. Og først og fremst snakker vi om naturlige kalsiumforbindelser. En av de vanligste kalsiumforbindelsene på jorden er CaCO3-karbonat. Rent kalsiumkarbonat er mineralet kalsitt, og kalkstein, kritt, marmor og skjellbergart er CaCO3 med mindre urenheter. Blandet kalsium- og magnesiumkarbonat kalles dolomitt. Kalkstein og dolomitt brukes hovedsakelig som byggematerialer, veidekker eller jordavsuringsmidler. Kalsiumkarbonat CaCO3 er nødvendig for produksjon av kalsiumoksid (quicklime) CaO og kalsiumhydroksid (lesket kalk) Ca(OH)2. På sin side er CaO og Ca(OH)2 hovedstoffene i mange områder av den kjemiske, metallurgiske og maskintekniske industrien - kalsiumoksid, både i fri form og som en del av keramiske blandinger, brukes i produksjonen av ildfaste materialer; Kolossale volumer kalsiumhydroksid er nødvendig for tremasse- og papirindustrien. I tillegg brukes Ca(OH)2 i produksjonen av blekemiddel (et godt bleke- og desinfeksjonsmiddel), Berthollet-salt, brus og noen plantevernmidler for å kontrollere planteskadegjørere. En enorm mengde kalk forbrukes i produksjonen av stål - for å fjerne svovel, fosfor, silisium og mangan. En annen rolle for kalk i metallurgi er produksjonen av magnesium. Kalk brukes også som smøremiddel for å trekke ståltråd og nøytralisere avfallssursevæsker som inneholder svovelsyre. I tillegg er kalk det vanligste kjemiske reagenset i behandlingen av drikkevann og industrivann (sammen med alun- eller jernsalter koagulerer det suspensjoner og fjerner sedimenter, og myker også vann ved å fjerne midlertidig - bikarbonat - hardhet). I hverdagen og i medisin brukes utfelt kalsiumkarbonat som et syrenøytraliserende middel, et mildt slipemiddel i tannkrem, en kilde til ekstra kalsium i dietter, en integrert del av tyggegummi og et fyllstoff i kosmetikk. CaCO3 brukes også som fyllstoff i gummier, latekser, maling og emaljer, samt i plast (ca. 10 vekt%) for å forbedre deres varmebestandighet, stivhet, hardhet og bearbeidbarhet.
Kalsiumfluorid CaF2 er spesielt viktig, fordi det i form av et mineral (fluoritt) er den eneste industrielt viktige kilden til fluor! Kalsiumfluorid (fluoritt) brukes i form av enkeltkrystaller i optikk (astronomiske objektiver, linser, prismer) og som lasermateriale. Faktum er at glass kun laget av kalsiumfluorid er permeable for hele spekteret. Kalsiumwolframat (scheelitt) i form av enkeltkrystaller brukes i laserteknologi og også som scintillator. Ikke mindre viktig er kalsiumklorid CaCl2 - en komponent av saltlake for kjøleenheter og for å fylle dekk på traktorer og andre kjøretøy. Ved hjelp av kalsiumklorid ryddes veier og fortau for snø og is; denne forbindelsen brukes til å beskytte kull og malm fra å fryse under transport og lagring; tre er impregnert med løsningen for å gjøre det brannsikkert. CaCl2 brukes i betongblandinger for å akselerere begynnelse av herding og øke den opprinnelige og endelige styrken til betong.
Kunstig produsert kalsiumkarbid CaC2 (ved kalsinering av kalsiumoksid med koks i elektriske ovner) brukes til å produsere acetylen og for å redusere metaller, samt å produsere kalsiumcyanamid, som igjen frigjør ammoniakk under påvirkning av vanndamp. I tillegg brukes kalsiumcyanamid til å produsere urea - en verdifull gjødsel og råstoff for produksjon av syntetiske harpikser. Ved å varme opp kalsium i en hydrogenatmosfære får man CaH2 (kalsiumhydrid), som brukes i metallurgi (metallotermi) og i produksjon av hydrogen i felt (mer enn en kubikkmeter hydrogen kan fås fra 1 kilo kalsiumhydrid ), som brukes til å fylle ballonger, for eksempel. I laboratoriepraksis brukes kalsiumhydrid som et energisk reduksjonsmiddel. Insektmiddelet kalsiumarsenat, som oppnås ved å nøytralisere arsensyre med kalk, er mye brukt for å bekjempe bomullssvite, kodlingmøll, tobakksorm og Colorado-potetbille. Viktige soppdrepende midler er kalksulfatsprayer og Bordeaux-blandinger, som er laget av kobbersulfat og kalsiumhydroksid.
Produksjon
Den første personen som fikk tak i kalsiummetall var den engelske kjemikeren Humphry Davy. I 1808 elektrolyserte han en blanding av våtlesket kalk Ca(OH)2 med kvikksølvoksid HgO på en platinaplate som fungerte som en anode (en platinatråd nedsenket i kvikksølv fungerte som en katode), som et resultat av at Davy fikk kalsium amalgam ved å fjerne kvikksølv fra det, skaffet kjemikeren et nytt metall, som han kalte kalsium.
I moderne industri oppnås fritt metallisk kalsium ved elektrolyse av en smelte av kalsiumklorid CaCl2, hvorav andelen er 75-85%, og kaliumklorid KCl (det er mulig å bruke en blanding av CaCl2 og CaF2) eller ved aluminotermisk reduksjon kalsiumoksid CaO ved en temperatur på 1 170-1 200 °C. Det rene vannfrie kalsiumkloridet som kreves for elektrolyse, oppnås ved å klorere kalsiumoksid når det varmes opp i nærvær av kull eller ved å dehydrere CaCl2∙6H2O oppnådd ved virkning av saltsyre på kalkstein. Den elektrolytiske prosessen foregår i et elektrolysebad, hvori tørt kalsiumkloridsalt, fritt for urenheter, og kaliumklorid, nødvendig for å senke smeltepunktet til blandingen, legges. Grafittblokker er plassert over badekaret - anoden, et støpejerns- eller stålbad fylt med en kobber-kalsiumlegering, fungerer som en katode. Under elektrolyseprosessen passerer kalsium inn i kobber-kalsiumlegeringen, noe som beriker den betydelig; en del av den anrikede legeringen fjernes konstant; i stedet tilsettes en legering som er utarmet på kalsium (30-35 % Ca), samtidig som klor dannes en klor-luftblanding (anodegasser), som deretter går til klorering av kalkmelk. Den anrikede kobber-kalsiumlegeringen kan brukes direkte som en legering eller sendes til rensing (destillasjon), hvor metallisk kalsium av kjernefysisk renhet oppnås fra den ved destillasjon i vakuum (ved en temperatur på 1000-1080 °C og et resttrykk på 13-20 kPa). For å oppnå kalsium med høy renhet, destilleres det to ganger. Elektrolyseprosessen utføres ved en temperatur på 680-720 °C. Faktum er at dette er den mest optimale temperaturen for den elektrolytiske prosessen - ved en lavere temperatur flyter den kalsiumanrikede legeringen til overflaten av elektrolytten, og ved en høyere temperatur oppløses kalsium i elektrolytten med dannelse av CaCl. Under elektrolyse med flytende katoder fra legeringer av kalsium og bly eller kalsium og sink, legeringer av kalsium med bly (for lagre) og med sink (for fremstilling av skumbetong - når legeringen reagerer med fuktighet frigjøres hydrogen og en porøs struktur dannes ) oppnås direkte. Noen ganger utføres prosessen med en avkjølt jernkatode, som bare kommer i kontakt med overflaten av den smeltede elektrolytten. Når kalsium frigjøres, heves katoden gradvis og en stav (50-60 cm) med kalsium trekkes ut av smelten, beskyttet mot atmosfærisk oksygen av et lag med størknet elektrolytt. "Berøringsmetoden" produserer kalsium som er sterkt forurenset med kalsiumklorid, jern, aluminium og natrium; rensing utføres ved å smelte i en argonatmosfære.
En annen metode for å produsere kalsium - metallotermisk - ble teoretisk begrunnet tilbake i 1865 av den berømte russiske kjemikeren N. N. Beketov. Den aluminotermiske metoden er basert på reaksjonen:
6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca
Briketter presses fra en blanding av kalsiumoksid og pulverisert aluminium, de plasseres i en krom-nikkelstål retort og det resulterende kalsium destilleres av ved 1 170-1 200 °C og et resttrykk på 0,7-2,6 Pa. Kalsium oppnås i form av damp, som deretter kondenseres på en kald overflate. Den aluminiumtermiske metoden for å produsere kalsium brukes i Kina, Frankrike og en rekke andre land. USA var de første som brukte den metallotermiske metoden for å produsere kalsium i industriell skala under andre verdenskrig. På samme måte kan kalsium oppnås ved å redusere CaO med ferrosilisium eller silisiumaluminium. Kalsium produseres i form av blokker eller ark med en renhet på 98-99%.
Fordeler og ulemper finnes i begge metodene. Elektrolytmetoden er multioperasjonell, energikrevende (40-50 kWh energi forbrukes per 1 kg kalsium), og er heller ikke miljøvennlig, og krever store mengder reagenser og materialer. Kalsiumutbyttet med denne metoden er imidlertid 70-80%, mens med den aluminiumtermiske metoden er utbyttet bare 50-60%. I tillegg, med den metallotermiske metoden for å oppnå kalsium, er ulempen at det er nødvendig å utføre gjentatt destillasjon, og fordelen er lavt energiforbruk og fravær av skadelige utslipp av gass og væske.
For ikke lenge siden ble det utviklet en ny metode for å produsere kalsiummetall - den er basert på termisk dissosiasjon av kalsiumkarbid: karbid oppvarmet i vakuum til 1750 °C brytes ned for å danne kalsiumdamp og fast grafitt.
Frem til midten av 1900-tallet ble kalsiummetall produsert i svært små mengder, da det nesten ikke fant noen anvendelse. For eksempel, i USA under andre verdenskrig ble det ikke konsumert mer enn 25 tonn kalsium, og i Tyskland bare 5-10 tonn. Først i andre halvdel av 1900-tallet, da det ble klart at kalsium er et aktivt reduksjonsmiddel for mange sjeldne og ildfaste metaller, en rask økning i forbruket (ca. 100 tonn per år) og, som en konsekvens, produksjon av dette metallet begynte. Med utviklingen av atomindustrien, hvor kalsium brukes som en komponent i den metallotermiske reduksjonen av uran fra urantetrafluorid (unntatt i USA, hvor magnesium brukes i stedet for kalsium), vil etterspørselen (ca. 2000 tonn per år) for element nummer tjue, så vel som produksjonen, har økt mangfoldig. For øyeblikket kan Kina, Russland, Canada og Frankrike betraktes som de viktigste produsentene av kalsiummetall. Fra disse landene sendes kalsium til USA, Mexico, Australia, Sveits, Japan, Tyskland og Storbritannia. Prisene på kalsiummetall steg jevnt og trutt inntil Kina begynte å produsere metallet i slike mengder at det ble et overskudd av det tjuende elementet på verdensmarkedet, noe som fikk prisen til å stupe.
Fysiske egenskaper
Hva er kalsiummetall? Hvilke egenskaper har dette elementet, oppnådd i 1808 av den engelske kjemikeren Humphry Davy, et metall hvis masse i kroppen til en voksen kan være opptil 2 kilo?
Det enkle stoffet kalsium er et sølvhvitt lettmetall. Tettheten av kalsium er bare 1,54 g/cm3 (ved en temperatur på 20 °C), som er betydelig mindre enn tettheten til jern (7,87 g/cm3), bly (11,34 g/cm3), gull (19,3 g/cm3) ) eller platina (21,5 g/cm3). Kalsium er enda lettere enn slike "vektløse" metaller som aluminium (2,70 g/cm3) eller magnesium (1,74 g/cm3). Få metaller kan "skryte" en tetthet som er lavere enn den for det tjuende elementet - natrium (0,97 g/cm3), kalium (0,86 g/cm3), litium (0,53 g/cm3). Tettheten av kalsium er veldig lik rubidium (1,53 g/cm3). Smeltepunktet for kalsium er 851 °C, kokepunktet er 1480 °C. Andre jordalkalimetaller har lignende smeltepunkter (om enn litt lavere) og kokepunkter - strontium (770 °C og 1.380 °C) og barium (710 °C og 1.640 °C).
Metallisk kalsium eksisterer i to allotropiske modifikasjoner: ved normale temperaturer opp til 443 ° C er α-kalsium stabilt med et kubisk flatesentrert gitter som kobber, med parametere: a = 0,558 nm, z = 4, romgruppe Fm3m, atomradius 1,97 A, ionisk Ca2+ radius 1,04 A; i temperaturområdet 443-842 °C er β-kalsium med et kroppssentrert kubisk gitter av α-jerntypen stabil, med parametere a = 0,448 nm, z = 2, romgruppe Im3m. Standardentalpien for overgang fra α-modifikasjonen til β-modifikasjonen er 0,93 kJ/mol. Temperaturkoeffisienten for lineær ekspansjon for kalsium i temperaturområdet 0-300 °C er 22 10-6. Den termiske ledningsevnen til det tjuende elementet ved 20 °C er 125,6 W/(m K) eller 0,3 cal/(cm sek °C). Den spesifikke varmekapasiteten til kalsium i området fra 0 til 100 ° C er 623,9 J/(kg K) eller 0,149 cal/(g °C). Den elektriske resistiviteten til kalsium ved en temperatur på 20°C er 4,6 10-8 ohm m eller 4,6 10-6 ohm cm; temperaturkoeffisient for elektrisk motstand til element nummer tjue er 4,57 10-3 (ved 20 °C). Kalsium elastisitetsmodul 26 H/m2 eller 2600 kgf/mm2; strekkfasthet 60 MN/m2 (6 kgf/mm2); den elastiske grensen for kalsium er 4 MN/m2 eller 0,4 kgf/mm2, flytegrensen er 38 MN/m2 (3,8 kgf/mm2); relativ forlengelse av det tjuende element 50%; Kalsiumhardhet ifølge Brinell er 200-300 MN/m2 eller 20-30 kgf/mm2. Med en gradvis økning i trykk begynner kalsium å vise egenskapene til en halvleder, men blir ikke en i ordets fulle forstand (samtidig er det ikke lenger et metall). Med en ytterligere økning i trykk går kalsium tilbake til metallisk tilstand og begynner å vise superledende egenskaper (temperaturen for superledning er seks ganger høyere enn kvikksølv, og overgår langt alle andre elementer i konduktivitet). Den unike oppførselen til kalsium ligner på mange måter strontium (det vil si at parallellene i det periodiske systemet forblir).
De mekaniske egenskapene til elementært kalsium skiller seg ikke fra egenskapene til andre medlemmer av metallfamilien, som er utmerkede strukturelle materialer: kalsiummetall med høy renhet er formbart, lett presset og rullet, trukket inn i tråd, smidd og egnet for kutting - den kan slås på en dreiebenk. Til tross for alle disse utmerkede egenskapene til et byggemateriale, er kalsium ikke en - grunnen til dette er dens høye kjemiske aktivitet. Riktignok bør vi ikke glemme at kalsium er et uerstattelig strukturelt materiale av beinvev, og dets mineraler har vært et byggemateriale i mange årtusener.
Kjemiske egenskaper
Konfigurasjonen av det ytre elektronskallet til kalsiumatomet er 4s2, som bestemmer valensen 2 til det tjuende elementet i forbindelser. To elektroner i det ytre laget splittes relativt lett fra atomene, som blir til positive dobbeltladede ioner. Av denne grunn, når det gjelder kjemisk aktivitet, er kalsium bare litt dårligere enn alkalimetaller (kalium, natrium, litium). Som sistnevnte interagerer kalsium, selv ved vanlig romtemperatur, lett med oksygen, karbondioksid og fuktig luft, og blir dekket med en matt grå film av en blanding av CaO-oksid og Ca(OH)2-hydroksid. Derfor lagres kalsium i en hermetisk lukket beholder under et lag med mineralolje, flytende parafin eller parafin. Når det varmes opp i oksygen og luft, antennes kalsium, brenner med en knallrød flamme, og danner det basiske oksidet CaO, som er et hvitt, svært brannbestandig stoff med et smeltepunkt på omtrent 2600 °C. Kalsiumoksid er også kjent innen ingeniørfag som brent kalk eller brent kalk. Kalsiumperoksider - CaO2 og CaO4 - ble også oppnådd. Kalsium reagerer med vann for å frigjøre hydrogen (i en serie standardpotensialer er kalsium plassert til venstre for hydrogen og er i stand til å fortrenge det fra vann) og dannelse av kalsiumhydroksid Ca(OH)2, og i kaldt vann reaksjonen hastigheten avtar gradvis (på grunn av dannelsen av et lite løselig lag på metalloverflaten kalsiumhydroksid):
Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q
Kalsium reagerer mer energisk med varmt vann, fortrenger raskt hydrogen og danner Ca(OH)2. Kalsiumhydroksid Ca(OH)2 er en sterk base, lett løselig i vann. En mettet løsning av kalsiumhydroksid kalles kalkvann og er alkalisk. I luft blir kalkvann raskt grumsete på grunn av absorpsjon av karbondioksid og dannelse av uløselig kalsiumkarbonat. Til tross for slike voldsomme prosesser som skjer under samspillet mellom det tjuende elementet med vann, forløper reaksjonen mellom kalsium og vann, i motsetning til alkalimetaller, mindre energisk - uten eksplosjoner eller branner. Generelt er den kjemiske aktiviteten til kalsium lavere enn for andre jordalkalimetaller.
Kalsium kombineres aktivt med halogener, og danner forbindelser av CaX2-typen - det reagerer med fluor i kulde, og med klor og brom ved temperaturer over 400 ° C, og gir henholdsvis CaF2, CaCl2 og CaBr2. Disse halogenidene i smeltet tilstand dannes med kalsiummonohalogenider av CaX-typen - CaF, CaCl, hvor kalsium formelt er monovalent. Disse forbindelsene er stabile bare over smeltetemperaturene til dihalogenider (de er uforholdsmessige ved avkjøling for å danne Ca og CaX2). I tillegg interagerer kalsium aktivt, spesielt når det oppvarmes, med forskjellige ikke-metaller: med svovel, når det oppvarmes, oppnås kalsiumsulfid CaS, sistnevnte legger til svovel, og danner polysulfider (CaS2, CaS4 og andre); i interaksjon med tørt hydrogen ved en temperatur på 300-400 °C, danner kalsium hydridet CaH2 - en ionisk forbindelse hvor hydrogen er et anion. Kalsiumhydrid CaH2 er et hvitt saltlignende stoff som reagerer voldsomt med vann for å frigjøre hydrogen:
CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2
Ved oppvarming (ca. 500°C) i en nitrogenatmosfære, antennes kalsium og danner nitrid Ca3N2, kjent i to krystallinske former - høytemperatur α og lavtemperatur β. Nitrid Ca3N4 ble også oppnådd ved oppvarming av kalsiumamid Ca(NH2)2 i vakuum. Ved oppvarming uten lufttilgang med grafitt (karbon), silisium eller fosfor, gir kalsium henholdsvis kalsiumkarbid CaC2, silicider Ca2Si, Ca3Si4, CaSi, CaSi2 og fosfidene Ca3P2, CaP og CaP3. De fleste av kalsiumforbindelsene med ikke-metaller brytes lett ned av vann:
CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2
Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3
Med bor danner kalsium kalsiumborid CaB6, med kalkogener - kalkogenider CaS, CaSe, CaTe. Polykalkogenider CaS4, CaS5, Ca2Te3 er også kjent. Kalsium danner intermetalliske forbindelser med forskjellige metaller - aluminium, gull, sølv, kobber, bly og andre. Som et energisk reduksjonsmiddel, fortrenger kalsium nesten alle metaller fra deres oksider, sulfider og halogenider når de varmes opp. Kalsium løses godt opp i flytende ammoniakk NH3 for å danne en blå løsning, ved fordampning av hvilken ammoniakk [Ca(NH3)6] frigjøres - en gyllenfarget fast forbindelse med metallisk ledningsevne. Kalsiumsalter oppnås vanligvis ved interaksjon av sure oksider med kalsiumoksid, virkningen av syrer på Ca(OH)2 eller CaCO3, og utvekslingsreaksjoner i vandige løsninger av elektrolytter. Mange kalsiumsalter er svært løselige i vann (CaCl2-klorid, CaBr2-bromid, CaI2-jodid og Ca(NO3)2-nitrat), de danner nesten alltid krystallinske hydrater. Uløselige i vann er fluorid CaF2, karbonat CaCO3, sulfat CaSO4, ortofosfat Ca3(PO4)2, oksalat CaC2O4 og noen andre.
DEFINISJON
Kalsium- det tjuende elementet i det periodiske systemet. Betegnelse - Ca fra det latinske "kalsium". Ligger i fjerde periode, gruppe IIA. Refererer til metaller. Kjerneladingen er 20.
Kalsium er et av de vanligste grunnstoffene i naturen. Jordskorpen inneholder omtrent 3 % (vekt). Det forekommer i mange forekomster av kalkstein og kritt, så vel som marmor, som er naturlige varianter av kalsiumkarbonat CaCO 3 . Gips CaSO 4 × 2H 2 O, fosforitt Ca 3 (PO 4) 2 og til slutt ulike kalsiumholdige silikater finnes også i store mengder.
I form av et enkelt stoff er kalsium et formbart, ganske hardt, hvitt metall (fig. 1). I luften blir den raskt dekket med et lag med oksid, og når den varmes opp, brenner den med en lys rødaktig flamme. Kalsium reagerer relativt sakte med kaldt vann, men fortrenger raskt hydrogen fra varmt vann og danner hydroksid.
Ris. 1. Kalsium. Utseende.
Atom- og molekylmasse av kalsium
Den relative molekylmassen til et stoff (M r) er et tall som viser hvor mange ganger massen til et gitt molekyl er større enn 1/12 massen til et karbonatom, og den relative atommassen til et grunnstoff (A r) er hvor mange ganger gjennomsnittlig masse av atomer til et kjemisk grunnstoff er større enn 1/12 masse av et karbonatom.
Siden kalsium i fri tilstand eksisterer i form av monoatomiske Ca-molekyler, faller verdiene til dets atom- og molekylmasser sammen. De er lik 40.078.
Isotoper av kalsium
Det er kjent at kalsium i naturen finnes i form av fire stabile isotoper 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca og 48 Ca, med en klar overvekt av 40 Ca-isotopen (99,97%). Massetallene deres er henholdsvis 40, 42, 43, 44, 46 og 48. Kjernen til et atom i kalsiumisotopen 40 Ca inneholder tjue protoner og tjue nøytroner, og de gjenværende isotopene skiller seg fra den bare i antall nøytroner.
Det er kunstige isotoper av kalsium med massetall fra 34 til 57, hvorav den mest stabile er 41 Ca med en halveringstid på 102 tusen år.
Kalsiumioner
På det ytre energinivået til kalsiumatomet er det to elektroner, som er valens:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
Som et resultat av kjemisk interaksjon gir kalsium fra seg sine valenselektroner, dvs. er deres giver, og blir til et positivt ladet ion:
Ca 0 -2e → Ca 2+ .
Kalsiummolekyl og atom
I fri tilstand eksisterer kalsium i form av monoatomiske Ca-molekyler. Her er noen egenskaper som karakteriserer kalsiumatomet og molekylet:
Kalsiumlegeringer
Kalsium fungerer som en legeringskomponent i noen blylegeringer.
Eksempler på problemløsning
EKSEMPEL 1
| Trening | Skriv reaksjonslikningene som kan brukes til å utføre følgende transformasjoner: Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → Ca(HCO 3) 2. |
| Svar | Ved å løse opp kalsium i vann kan du få en uklar løsning av en forbindelse kjent som "kalkmelk" - kalsiumhydroksid: Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2. Ved å føre karbondioksid gjennom en løsning av kalsiumhydroksid får vi kalsiumkarbonat: 2Ca(OH)2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O. Ved å tilsette vann til kalsiumkarbonat og fortsette å føre karbondioksid gjennom denne blandingen, får vi kalsiumbikarbonat: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2. |
Kalsium er et kjemisk grunnstoff av gruppe II med atomnummer 20 i det periodiske systemet, betegnet med symbolet Ca (lat. Kalsium). Kalsium er et mykt jordalkalimetall med en sølvgrå farge.
Grunnstoff 20 i det periodiske system Navnet på grunnstoffet kommer fra lat. calx (i genitivtilfellet calcis) - "kalk", "myk stein". Det ble foreslått av den engelske kjemikeren Humphry Davy, som isolerte kalsiummetall i 1808.
Kalsiumforbindelser - kalkstein, marmor, gips (samt kalk - et produkt av kalsinering av kalkstein) har blitt brukt i konstruksjonen for flere tusen år siden.
Kalsium er et av de vanligste grunnstoffene på jorden. Kalsiumforbindelser finnes i nesten alt av dyre- og plantevev. Den står for 3,38 % av massen til jordskorpen (5. mest tallrike etter oksygen, silisium, aluminium og jern).
Finne kalsium i naturen
På grunn av sin høye kjemiske aktivitet forekommer ikke kalsium i fri form i naturen.
Kalsium utgjør 3,38 % av massen til jordskorpen (5. mest tallrike etter oksygen, silisium, aluminium og jern). Innholdet av grunnstoffet i sjøvann er 400 mg/l.
Isotoper
Kalsium forekommer i naturen som en blanding av seks isotoper: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca og 48Ca, hvorav den vanligste, 40Ca, utgjør 96,97 %. Kalsiumkjerner inneholder det magiske antallet protoner: Z = 20. Isotoper
40
20
Ca20 og
48
20
Ca28 er to av de fem kjernene som finnes i naturen med det dobbelte av det magiske tallet.
Av de seks naturlige isotoper av kalsium er fem stabile. Den sjette isotopen 48Ca, den tyngste av de seks og svært sjeldne (den isotopiske overflod er bare 0,187%), gjennomgår dobbelt beta-nedbrytning med en halveringstid på 1,6 1017 år.
I bergarter og mineraler
Mesteparten av kalsiumet finnes i silikater og aluminosilikater av forskjellige bergarter (granitter, gneiser, etc.), spesielt i feltspat - Ca anortitt.
I form av sedimentære bergarter er kalsiumforbindelser representert av kritt og kalksteiner, hovedsakelig bestående av mineralet kalsitt (CaCO3). Den krystallinske formen av kalsitt - marmor - er mye mindre vanlig i naturen.
Kalsiummineraler som kalsitt CaCO3, anhydritt CaSO4, alabaster CaSO4 0,5H2O og gips CaSO4 2H2O, fluoritt CaF2, apatitt Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomitt MgCO3 CaCO3 er ganske utbredt. Tilstedeværelsen av kalsium- og magnesiumsalter i naturlig vann bestemmer hardheten.
Kalsium, som migrerer kraftig i jordskorpen og samler seg i ulike geokjemiske systemer, danner 385 mineraler (det fjerde største antallet mineraler).
Kalsiums biologiske rolle
Kalsium er et vanlig makronæringsstoff i kroppen til planter, dyr og mennesker. Hos mennesker og andre virveldyr finnes det meste i skjelettet og tennene. Kalsium finnes i bein i form av hydroksyapatitt. "Skjelettet" til de fleste grupper av virvelløse dyr (svamper, korallpolypper, bløtdyr, etc.) er laget av forskjellige former for kalsiumkarbonat (kalk). Kalsiumioner er involvert i blodproppprosesser, og fungerer også som en av de universelle andre budbringere inne i cellene og regulerer en rekke intracellulære prosesser - muskelkontraksjon, eksocytose, inkludert utskillelse av hormoner og nevrotransmittere. Kalsiumkonsentrasjonen i cytoplasma til humane celler er ca. 10−4 mmol/l, i intercellulære væsker er den ca. 2,5 mmol/l.
Kalsiumbehov avhenger av alder. For voksne i alderen 19-50 år og barn i alderen 4-8 år inklusive, er det daglige behovet (RDA) 1000 mg (inneholdt i ca. 790 ml melk med 1 % fettinnhold), og for barn i alderen 9 til 18 år inklusive - 1300 mg per dag (inneholdt i ca. 1030 ml melk med et fettinnhold på 1%). I ungdomsårene er det svært viktig å innta nok kalsium på grunn av den raske veksten av skjelettet. Ifølge forskning i USA er det imidlertid bare 11 % av jentene og 31 % av guttene i alderen 12-19 år som oppfyller behovene sine. I et balansert kosthold kommer det meste av kalsiumet (ca. 80%) inn i barnets kropp med meieriprodukter. Det gjenværende kalsiumet kommer fra korn (inkludert fullkornsbrød og bokhvete), belgfrukter, appelsiner, grønt og nøtter. "Meeriprodukter" basert på melkefett (smør, fløte, rømme, fløtebasert iskrem) inneholder praktisk talt ikke kalsium. Jo mer melkefett et meieriprodukt inneholder, jo mindre kalsium inneholder det. Kalsiumabsorpsjon i tarmen skjer på to måter: transcellulært (transcellulært) og intercellulært (paracellulært). Den første mekanismen er mediert av virkningen av den aktive formen av vitamin D (kalsitriol) og dets tarmreseptorer. Det spiller en stor rolle ved lavt til moderat kalsiuminntak. Med et høyere kalsiuminnhold i kosten begynner intercellulær absorpsjon å spille en stor rolle, noe som er assosiert med en stor gradient av kalsiumkonsentrasjon. På grunn av den transcellulære mekanismen absorberes kalsium i større grad i tolvfingertarmen (på grunn av den høyeste konsentrasjonen av kalsitriolreseptorer der). På grunn av intercellulær passiv overføring er kalsiumabsorpsjonen mest aktiv i alle tre deler av tynntarmen. Paracellulær absorpsjon av kalsium fremmes av laktose (melkesukker).
Kalsiumabsorpsjon hemmes av noe animalsk fett (inkludert kumelkfett og oksefett, men ikke smult) og palmeolje. Palmitin- og stearinfettsyrene som finnes i slike fettsyrer, spaltes av under fordøyelsen i tarmene og binder i sin frie form kalsium fast og danner kalsiumpalmitat og kalsiumstearat (uløselige såper). I form av denne såpen går både kalsium og fett tapt i avføringen. Denne mekanismen er ansvarlig for redusert kalsiumabsorpsjon, redusert benmineralisering og reduserte indirekte mål på beinstyrke hos spedbarn som bruker palmeolje (palmeolein) baserte morsmelkerstatninger. Hos slike barn er dannelsen av kalsiumsåper i tarmen assosiert med herding av avføringen, en reduksjon i frekvensen, samt hyppigere oppstøt og kolikk.
Konsentrasjonen av kalsium i blodet, på grunn av dens betydning for et stort antall vitale prosesser, er nøyaktig regulert, og med riktig ernæring og tilstrekkelig inntak av magre meieriprodukter og vitamin D, oppstår ikke mangel. Langvarig mangel på kalsium og/eller vitamin D i kosten øker risikoen for osteoporose og forårsaker rakitt i spedbarnsalderen.
For store doser kalsium og vitamin D kan forårsake hyperkalsemi. Den maksimale sikre dosen for voksne i alderen 19 til 50 år er 2500 mg per dag (ca. 340 g Edammerost).
Kalsiumforbindelser- kalkstein, marmor, gips (så vel som kalk - et produkt av kalkstein) ble allerede brukt i konstruksjon i antikken. Frem til slutten av 1700-tallet anså kjemikere kalk for å være et enkelt fast stoff. I 1789 foreslo A. Lavoisier at kalk, magnesia, baritt, alumina og silika er komplekse stoffer. I 1808 tilberedte Davy kalsiumamalgam, og ved å destillere kvikksølv fra det, fikk han et metall kalt "kalsium" (fra latin. Calx, slekt. sak calcis - lime).
Plassering av elektroner i orbitaler.
+20Sa… |3s 3p 3d | 4s
Kalsium kalles et jordalkalimetall og er klassifisert som et S-element. På det ytre elektroniske nivået har kalsium to elektroner, så det gir forbindelser: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3, etc. Kalsium er et typisk metall - det har høy affinitet for oksygen, reduserer nesten alle metaller fra oksidene deres, og danner en ganske sterk base Ca(OH)2.
Krystallgitter av metaller kan være av ulike typer, men kalsium er preget av et ansiktssentrert kubisk gitter.
Størrelsene, formene og relative posisjonene til krystaller i metaller sendes ut ved hjelp av metallografiske metoder. Den mest komplette vurderingen av strukturen til metallet i denne forbindelse er gitt ved mikroskopisk analyse av dens tynne seksjon. En prøve kuttes ut av metallet som testes og overflaten slipes, poleres og etses med en spesiell løsning (etsemiddel). Som et resultat av etsing fremheves strukturen til prøven, som undersøkes eller fotograferes ved hjelp av et metallografisk mikroskop.
Kalsium er et lettmetall (d = 1,55), sølvhvit i fargen. Det er hardere og smelter ved en høyere temperatur (851 ° C) sammenlignet med natrium, som ligger ved siden av det i det periodiske systemet. Dette forklares med at det er to elektroner per kalsiumion i metallet. Derfor er den kjemiske bindingen mellom ionene og elektrongassen sterkere enn for natrium. Under kjemiske reaksjoner blir kalsiumvalenselektroner overført til atomer av andre grunnstoffer. I dette tilfellet dannes dobbeltladede ioner.
Kalsium har stor kjemisk aktivitet mot metaller, spesielt oksygen. I luft oksiderer det langsommere enn alkalimetaller, siden oksidfilmen på den er mindre permeabel for oksygen. Ved oppvarming brenner kalsium og frigjør enorme mengder varme:
Kalsium reagerer med vann, fortrenger hydrogen fra det og danner en base:
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
På grunn av sin høye kjemiske reaktivitet overfor oksygen, finner kalsium en viss bruk for å oppnå sjeldne metaller fra oksidene deres. Metalloksider varmes opp sammen med kalsiumspon; Reaksjonene resulterer i kalsiumoksid og metall. Bruken av kalsium og noen av dets legeringer for såkalt deoksidering av metaller er basert på den samme egenskapen. Kalsium tilsettes det smeltede metallet og det fjerner spor av oppløst oksygen; det resulterende kalsiumoksidet flyter til overflaten av metallet. Kalsium er inkludert i noen legeringer.
Kalsium oppnås ved elektrolyse av smeltet kalsiumklorid eller ved den aluminotermiske metoden. Kalsiumoksid, eller lesket kalk, er et hvitt pulver som smelter ved 2570 °C. Det oppnås ved å kalsinere kalkstein:
CaCO3 = CaO + CO2^
Kalsiumoksid er et basisk oksid, så det reagerer med syrer og syreanhydrider. Med vann gir det basen - kalsiumhydroksid:
CaO + H2O = Ca(OH)2
Tilsetning av vann til kalsiumoksid, kalt lesking av kalk, skjer med frigjøring av en stor mengde varme. Noe av vannet blir til damp. Kalsiumhydroksid, eller lesket kalk, er et hvitt stoff, lett løselig i vann. En vandig løsning av kalsiumhydroksid kalles kalkvann. Denne løsningen har ganske sterke alkaliske egenskaper, siden kalsiumhydroksid dissosieres godt:
Ca(OH)2 = Ca + 2OH
Sammenlignet med hydrater av alkalimetalloksider er kalsiumhydroksid en svakere base. Dette forklares med at kalsiumionet er dobbeltladet og tiltrekker seg hydroksylgrupper sterkere.
Lesket kalk og dens løsning, kalt kalkvann, reagerer med syrer og syreanhydrider, inkludert karbondioksid. Kalkvann brukes i laboratorier for å oppdage karbondioksid, siden det resulterende uløselige kalsiumkarbonatet forårsaker uklarhet i vannet:
Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O
Men hvis karbondioksid slippes inn over lang tid, blir løsningen klar igjen. Dette forklares av det faktum at kalsiumkarbonat omdannes til et løselig salt - kalsiumbikarbonat:
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
I industrien oppnås kalsium på to måter:
Ved å varme den briketterte blandingen av CaO og Al-pulver ved 1200 °C i et vakuum på 0,01 - 0,02 mm. rt. Kunst.; kjennetegnet ved reaksjon:
6CaO + 2Al = 3CaO Al2O3 + 3Ca
Kalsiumdamp kondenserer på en kald overflate.
Ved elektrolyse av CaCl2- og KCl-smelten med en flytende kobber-kalsiumkatode, fremstilles en Cu - Ca (65% Ca) legering, hvorfra kalsium destilleres av ved en temperatur på 950 - 1000 ° C i et vakuum på 0,1 - 0,001 mm Hg.
En metode for å produsere kalsium ved termisk dissosiasjon av kalsiumkarbid CaC2 er også utviklet.
Kalsium er et av de vanligste grunnstoffene i naturen. Jordskorpen inneholder omtrent 3 % (vekt). Kalsiumsalter danner store ansamlinger i naturen i form av karbonater (kritt, marmor), sulfater (gips) og fosfater (fosforitter). Under påvirkning av vann og karbondioksid går karbonater i løsning i form av bikarbonater og transporteres med grunnvann og elvevann over lange avstander. Når kalsiumsalter vaskes bort, kan det dannes grotter. På grunn av fordampning av vann eller en økning i temperatur, kan kalsiumkarbonatavleiringer dannes på et nytt sted. For eksempel dannes stalaktitter og stalagmitter i huler.
Løselige kalsium- og magnesiumsalter forårsaker generell vannhardhet. Hvis de er tilstede i vann i små mengder, kalles vannet mykt. Med et høyt innhold av disse saltene (100 - 200 mg kalsiumsalter i 1 liter i form av ioner), anses vannet som hardt. I slikt vann skummer ikke såpe godt, siden kalsium- og magnesiumsalter danner uløselige forbindelser med det. Hardt vann koker ikke maten godt, og når det kokes, danner det kalk på veggene til dampkjeler. Kalk leder varme dårlig, forårsaker økt drivstofforbruk og akselererer slitasje på kjeleveggene. Skaladannelse er en kompleks prosess. Ved oppvarming brytes sure karbonsyresalter av kalsium og magnesium ned og blir til uløselige karbonater:
Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v
Løseligheten til kalsiumsulfat CaSO4 avtar også ved oppvarming, så det er en del av skalaen.
Hardhet forårsaket av tilstedeværelsen av kalsium- og magnesiumbikarbonater i vann kalles karbonat eller midlertidig hardhet, siden det elimineres ved koking. I tillegg til karbonathardhet er det også ikke-karbonathardhet, som avhenger av innholdet av kalsium- og magnesiumsulfater og -klorider i vannet. Disse saltene fjernes ikke ved koking, og derfor kalles ikke-karbonathardhet også permanent hardhet. Karbonat- og ikke-karbonathardhet summerer seg til total hardhet.
For å eliminere hardhet fullstendig, destilleres vann noen ganger. For å eliminere karbonathardhet, kokes vann. Generell hardhet elimineres enten ved tilsetning av kjemikalier eller ved bruk av såkalte kationbyttere. Ved bruk av den kjemiske metoden omdannes løselige kalsium- og magnesiumsalter til uløselige karbonater, for eksempel tilsettes melk av kalk og brus:
Ca + 2HCO3 + Ca + 2OH = 2H2O + 2CaCO3v
Ca + SO4 + 2Na + CO3 = 2Na + SO4 + CaCO3v
Å fjerne hardhet ved hjelp av kationbytterharpikser er en mer avansert prosess. Kationbyttere er komplekse stoffer (naturlige forbindelser av silisium og aluminium, høymolekylære organiske forbindelser), hvis sammensetning kan uttrykkes med formelen Na2R, hvor R er en kompleks syrerest. Når vann filtreres gjennom et lag med kationbytterharpiks, byttes Na-ioner (kationer) ut med Ca- og Mg-ioner:
Ca + Na2R = 2Na + CaR
Følgelig passerer Ca-ioner fra løsningen inn i kationbytteren, og Na-ioner passerer fra kationbytteren inn i løsningen. For å gjenopprette den brukte kationbytteren, vaskes den med en løsning av bordsalt. I dette tilfellet skjer den omvendte prosessen: Ca-ioner i kationbytteren erstattes av Na-ioner:
2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl
Den regenererte kationveksleren kan brukes igjen til vannrensing.
I form av et rent metall brukes Ca som reduksjonsmiddel for U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb og noen sjeldne jordmetaller og deres forbindelser. Den brukes også til deoksidering av stål, bronse og andre legeringer, for fjerning av svovel fra petroleumsprodukter, for dehydrering av organiske væsker, for rensing av argon fra nitrogenurenheter og som en gassabsorber i elektriske vakuumenheter. Antifiksjonsmaterialer av Pb - Na - Ca-systemet, samt Pb - Ca-legeringer brukt til fremstilling av elektriske kabelkapper, har blitt mye brukt i teknologi. Legeringen Ca - Si - Ca (silikonkalsium) brukes som deoksideringsmiddel og avgasser ved produksjon av høykvalitetsstål.
Kalsium er et av de biogene elementene som er nødvendige for normal funksjon av livsprosesser. Det finnes i alle vev og væsker hos dyr og planter. Bare sjeldne organismer kan utvikle seg i et miljø uten Ca. I noen organismer når Ca-innholdet 38%: hos mennesker - 1,4 - 2%. Celler av plante- og dyreorganismer krever strengt definerte forhold mellom Ca-, Na- og K-ioner i ekstracellulære miljøer. Planter får Ca fra jorda. Basert på deres forhold til Ca, er planter delt inn i calcephiles og calcephobes. Dyr får Ca fra mat og vann. Ca er nødvendig for dannelsen av en rekke cellulære strukturer, opprettholde normal permeabilitet av ytre cellemembraner, for befruktning av egg fra fisk og andre dyr, og aktivering av en rekke enzymer. Ca-ioner overfører eksitasjon til muskelfiberen, får den til å trekke seg sammen, øker styrken til hjertesammentrekninger, øker den fagocytiske funksjonen til leukocytter, aktiverer systemet med beskyttende blodproteiner og deltar i koagulasjonen. I celler finnes nesten all Ca i form av forbindelser med proteiner, nukleinsyrer, fosfolipider og i komplekser med uorganiske fosfater og organiske syrer. I blodplasmaet til mennesker og høyerestående dyr kan bare 20–40 % av Ca bindes til proteiner. Hos dyr med skjelett brukes opptil 97-99% av all Ca som byggemateriale: hos virvelløse dyr hovedsakelig i form av CaCO3 (bløtdyrskjell, koraller), hos virveldyr - i form av fosfater. Mange virvelløse dyr lagrer Ca før de smelter for å bygge et nytt skjelett eller for å sikre vitale funksjoner under ugunstige forhold. Ca-innholdet i blodet til mennesker og høyerestående dyr reguleres av hormoner fra biskjoldbruskkjertelen og skjoldbruskkjertelen. Vitamin D spiller en nøkkelrolle i disse prosessene.Ca-absorpsjon skjer i den fremre delen av tynntarmen. Absorpsjonen av Ca forringes med en reduksjon i surhet i tarmen og avhenger av forholdet mellom Ca, fosfor og fett i maten. Det optimale Ca/P-forholdet i kumelk er ca. 1,3 (i poteter 0,15, i bønner 0,13, i kjøtt 0,016). Med et overskudd av P og oksalsyre i maten forverres Ca-absorpsjonen. Gallesyrer akselererer absorpsjonen. Det optimale forholdet Ca/fett i menneskemat er 0,04 - 0,08 g. Ca per 1 g. fett Ca-utskillelse skjer hovedsakelig gjennom tarmen. Pattedyr mister mye Ca i melk under amming. Med forstyrrelser i fosfor-kalsiummetabolismen utvikles rakitt hos små dyr og barn, og endringer i skjelettets sammensetning og struktur (osteomalacia) utvikles hos voksne dyr.
I medisin eliminerer Ca-medisiner lidelser forbundet med mangel på Ca-ioner i kroppen (tetany, spasmofili, rakitt). Ca-preparater reduserer overfølsomhet for allergener og brukes til å behandle allergiske sykdommer (serumsyke, søvnig feber, etc.). Ca-preparater reduserer økt vaskulær permeabilitet og har en anti-inflammatorisk effekt. De brukes til hemorragisk vaskulitt, strålingssyke, inflammatoriske prosesser (lungebetennelse, pleuritt, etc.) og noen hudsykdommer. Foreskrevet som et hemostatisk middel, for å forbedre aktiviteten til hjertemuskelen og forbedre effekten av digitalis-preparater, som en motgift mot forgiftning med magnesiumsalter. Sammen med andre legemidler brukes Ca-preparater for å stimulere fødselen. Ca-klorid administreres oralt og intravenøst. Ossocalcinol (15 % steril suspensjon av spesialtilberedt benpulver i ferskenolje) er foreslått for vevsterapi.
Ca-preparater inkluderer også gips (CaSO4), brukt i kirurgi for gipsbandasjer, og kritt (CaCO3), foreskrevet internt for økt surhet av magesaft og for fremstilling av tannpulver.
Kalsiumforbindelser har vært kjent siden antikken, men ikke før på 1600-tallet. de visste ingenting om deres natur. De egyptiske mørtlene som ble brukt i Giza-pyramidene var basert på delvis dehydrert gips, CaSO 4 ·2H 2 O. Dette er også grunnlaget for all puss i Tutankhamons grav. Romerne brukte en mørtel av sand og kalk (laget ved å varme opp kalkstein med CaCO 3): den var mer stabil i det fuktige klimaet i Italia.
Navnet på elementet kommer fra det latinske calx, calcis - lime ("myk stein"). Det ble foreslått av G. Davy i 1808, som isolerte kalsiummetall ved elektrolytisk metode. Davy blandet våt kalsium "jord" (kalsiumoksid CaO) med kvikksølvoksid HgO på en platinaplate, som fungerte som anode. Katoden var en platinatråd nedsenket i flytende kvikksølv. Som et resultat av elektrolyse ble det oppnådd et amalgam av metall, som kunne oppnås i sin rene form ved å fordampe kvikksølv.
Kalsium er det femte mest tallrike grunnstoffet i jordskorpen og det tredje mest tallrike metallet (etter aluminium og jern). Kalsium utgjør omtrent 1,5 % av det totale antallet atomer i jordskorpen. Mange deler av jordens overflate inneholder betydelige sedimentære forekomster av kalsiumkarbonat, som ble dannet fra restene av eldgamle marine organismer. I dem finnes denne forbindelsen hovedsakelig i form av to typer mineraler. Romboedral kalsitt er mer vanlig; ortorhombisk aragonitt dannes i varme hav. Representanter for den første typen mineraler er selve kalsitten, samt dolomitt, marmor, kritt og islandsspat. Enorme lag av kalsiumkarbonat i form av aragonitt danner Bahamas, Florida Keys og Rødehavsbassenget. Andre viktige mineraler er gips CaSO 4 ·2H 2 O, anhydritt CaSO 4, fluoritt CaF 2 og apatitt Ca 5 (PO 4) 3 (Cl,OH,F). En betydelig mengde kalsium finnes i naturlig vann i form av bikarbonat ( cm. HYDROSFÆRENS KJEMI). Kalsium finnes også i kroppen til mange dyr. Hydroxoapatitt Ca 5 (PO 4) 3 (OH) er grunnlaget for beinvev fra virveldyr. Kalsiumkarbonat finnes hovedsakelig i koraller, bløtdyrskjell, perler og eggeskall.
Kalsiummetall produseres ved elektrolyse av smeltet kalsiumklorid, som er et biprodukt av Solvay-prosessen eller dannet i reaksjonen mellom saltsyre og kalsiumkarbonat.
Det relativt myke, skinnende metallet har en blekgul farge. Det er kjemisk mindre aktivt enn andre jordalkalimetaller, siden det i luft er dekket med en beskyttende oksid-nitridfilm. Den kan til og med behandles på en dreiebenk.
Kalsium reagerer aktivt med ikke-metaller. Når den varmes opp i oksygen og luft, antennes den. Kalsium reagerer med vann for å frigjøre hydrogen og danne kalsiumhydroksid. Det oppløses i flytende ammoniakk for å danne mørkeblå løsninger, hvorfra det, når det fordampes, kan oppnås en skinnende kobberfarget ammoniakk Ca(NH 3) 6.
Kalsiummetall brukes hovedsakelig som legeringsadditiv. Dermed øker innføringen av kalsium styrken til aluminiumslagere. Kalsium brukes til å regulere karboninnholdet i støpejern og fjerne vismut fra bly. Den brukes til å rense stål fra oksygen, svovel og fosfor. Det brukes også til å absorbere oksygen og nitrogen, spesielt for å fjerne nitrogenurenheter fra teknisk argon. Det fungerer som et reduksjonsmiddel i produksjonen av andre metaller som krom, zirkonium, thorium og uran. For eksempel kan zirkoniummetall oppnås fra dets dioksid: ZrO 2 + 2Ca = Zr + 2CaO. Kalsium reagerer også direkte med hydrogen for å danne kalsiumhydrid CaH2, som er en praktisk kilde til hydrogen.
Det viktigste kalsiumhalogenidet er CaF 2-fluorid, siden det i mineralform (fluoritt) er den eneste industrielt viktige kilden til fluor. Hvitt, ildfast kalsiumfluorid er lett løselig i vann, som brukes i kvantitativ analyse.
Kalsiumklorid CaCl 2 er også av stor betydning. Det er en komponent i saltlake for kjøleenheter og for å fylle dekk på traktorer og andre kjøretøy. Kalsiumklorid brukes til å fjerne snø og is fra veier og fortau. Eutektisk blanding CaCl 2 –H 2 O, inneholdende 30 vekttall. % CaCl 2, smelter ved –55° C. Denne temperaturen er betydelig lavere enn ved en blanding av natriumklorid med vann, hvor minimumssmeltepunktet er –18° C. Kalsiumklorid brukes også for å beskytte kull og malm fra frysing under transport og lagring. Den brukes i betongblandinger for å akselerere begynnelse av herding og øke den innledende og endelige styrken til betong. Kalsiumklorid er et avfallsprodukt fra mange kjemiske teknologiske prosesser, spesielt storskala brusproduksjon. Forbruket av kalsiumklorid er imidlertid betydelig lavere enn produksjonen, og det er grunnen til at hele innsjøer fylt med CaCl 2-lake har dannet seg nær brusfabrikker. Slike lagringsdammer kan sees for eksempel i Donbass.
De mest brukte kalsiumforbindelsene er karbonat, oksid og hydroksid. Den vanligste formen for kalsiumkarbonat er kalkstein. Blandet kalsium- og magnesiumkarbonat kalles dolomitt. Kalkstein og dolomitt brukes som byggematerialer, veioverflater og reagenser som reduserer jordsurheten. De utvinnes over hele verden i enorme mengder. Kalsiumkarbonat CaCO 3 er også den viktigste industrielle reagensen, som er nødvendig for produksjon av kalsiumoksid (quicklime) CaO og kalsiumhydroksid (lesket kalk) Ca(OH) 2.
Kalsiumoksid og hydroksyd er nøkkelstoffer i mange områder av den kjemiske, metallurgiske og maskintekniske industrien. Lime CaO produseres i enorme mengder i mange land og er en av de ti beste kjemikaliene med maksimal produksjon.
Store mengder kalk forbrukes i stålproduksjonen, hvor den brukes til å fjerne fosfor, svovel, silisium og mangan. I oksygenkonverteringsprosessen kreves det 75 kg kalk per tonn stål. Det forlenger levetiden til den brannsikre kledningen betydelig. Kalk brukes også som smøremiddel for å trekke ståltråd og nøytralisere avfallssursevæsker som inneholder svovelsyre. En annen anvendelse innen metallurgi er produksjon av magnesium.
Kalk er det vanligste kjemikaliet som brukes til å behandle vannkilder til drikke- og industriformål. Den brukes sammen med alun- eller jernsalter for å koagulere suspensjoner og fjerne turbiditet, samt for å myke opp vann ved å fjerne midlertidig (bikarbonat) hardhet ( cm. VANNRENSING)
Et annet bruksområde for kalk er nøytralisering av sure løsninger og industriavfall. Med dens hjelp etableres den optimale pH-verdien for biokjemisk oksidasjon av avløpsvann. Kalk brukes også i gassskrubbere for å fjerne svoveldioksid og hydrogensulfid fra avgasser fra kraftverk med fossilt brensel og metallsmelteovner.
I den kjemiske industrien brukes kalk til produksjon av kalsiumkarbid (for påfølgende produksjon av acetylen), kalsiumcyanamid og mange andre stoffer. Glassindustrien er også en viktig forbruker. De vanligste glassene inneholder ca. 12 % kalsiumoksid. Insektmiddelet kalsiumarsenat, som oppnås ved å nøytralisere arsensyre med kalk, er mye brukt for å bekjempe bomullssvite, kodlingmøll, tobakksorm og Colorado-potetbille. Viktige soppdrepende midler er kalksulfatsprayer og Bordeaux-blandinger, som er laget av kobbersulfat og kalsiumhydroksid.
Store mengder kalsiumhydroksid er nødvendig for tremasse- og papirindustrien. I papirfabrikker behandles avfallsnatriumkarbonatløsning med kalk for å regenerere kaustisk soda (natriumhydroksid NaOH) som brukes i prosessen. Omtrent 95 % av den resulterende kalsiumkarbonatoppslemmingen tørkes og brennes på nytt i roterende ovner for å regenerere kalsiumoksid. Papirmasseblekevæsker som inneholder kalsiumhypokloritt fremstilles ved å reagere kalk med klor.
Produksjonen av høykvalitetspapir krever bruk av spesielt utfelt kalsiumkarbonat. For å gjøre dette brennes kalkstein først og karbondioksid og kalsiumoksid samles opp separat. Sistnevnte behandles deretter med vann og omdannes igjen til karbonat. Hvilken type krystaller som dannes, så vel som deres størrelse og form, avhenger av temperatur, pH, blandehastighet, konsentrasjoner og tilstedeværelse av tilsetningsstoffer. Små krystaller (mindre enn 45 mikron) er ofte belagt med fettsyrer, harpikser eller fuktemidler. Kalsiumkarbonat gir papir dets lyshet, opasitet, blekkmottakelighet og glatthet. I høyere konsentrasjoner nøytraliserer den høyglansen forårsaket av kaolintilsetningsstoffer og gir en matt finish. Slikt papir kan inneholde 5–50 % (i vekt) utfelt kalsiumkarbonat. CaCO 3 brukes også som fyllstoff i gummier, latekser, malinger og emaljer, samt i plast (ca. 10 vekt%) for å forbedre deres varmebestandighet, stivhet, hardhet og bearbeidbarhet.
I hverdagen og i medisin brukes utfelt kalsiumkarbonat som et syrenøytraliserende middel, et mildt slipemiddel i tannkrem, en kilde til ekstra kalsium i dietter, en integrert del av tyggegummi og et fyllstoff i kosmetikk.
Kalk brukes også i meieriindustrien. Kalkvann (en mettet løsning av kalsiumhydroksid) tilsettes ofte fløte når den skilles fra helmelk for å redusere surheten før pasteurisering og omdanning til smør. Skummet melk surgjøres deretter for å skille kaseinet, som blandes med kalk for å lage kaseinlim. Etter at den gjenværende skummetmelken (mysen) er fermentert, tilsettes kalk for å frigjøre kalsiumlaktat, som brukes i medisin eller som råstoff for den etterfølgende produksjonen av melkesyre. Sukkerproduksjon innebærer også bruk av kalk. For å felle ut kalsiumsukrose, som deretter renses fra fosfat og organiske forurensninger, omsettes råsukkersirupen med kalk. Den påfølgende virkningen av karbondioksid resulterer i dannelsen av uløselig kalsiumkarbonat og renset løselig sukrose. Syklusen gjentas flere ganger. Rørsukker krever vanligvis ca 3–5 kg lime per tonn, og roesukker krever hundre ganger mer, det vil si ca 1/2 tonn lime per tonn sukker.
Man kan også merke seg et bestemt bruksområde for kalsiumkarbonat i form av perlemor. Det er et materiale dannet av tynne lag av kalsiumkarbonat i form av aragonitt, holdt sammen av et proteinlim. Etter polering skimrer den med alle regnbuens farger og blir dekorativ, veldig slitesterk, selv om 95 % består av kalsiumkarbonat.
Kalsiumsulfat eksisterer vanligvis som et dihydrat (gips), selv om vannfritt kalsiumsulfat (anhydritt) også utvinnes. Alabaster er også kjent - en kompakt, massiv, finkornet form av CaSO 4 · 2H 2 O, som minner om marmor. Hvis gips kalsineres ved 150–165 °C, mister det omtrent 2/3 av krystallvannet og danner CaSO 4 0,5H 2 O hemihydrat, også kjent som bygningsalabast, eller "Parisergips" (siden det opprinnelig ble oppnådd fra gips, utvunnet i Montmartre). Oppvarming ved høyere temperaturer resulterer i dannelsen av forskjellige vannfrie former.
Selv om gips ikke utvinnes i samme mengder som kalkstein, er det fortsatt et industrielt viktig materiale. Nesten all kalsinert gips (95%) brukes til produksjon av halvfabrikata - hovedsakelig veggpaneler, og resten brukes i industri- og konstruksjonsgips. Ved å absorbere vann utvider hemihydratet litt (med 0,2–0,3%), og dette er det viktigste når du bruker det til stukkatur og gips. Ved å bruke tilsetningsstoffer kan du endre utvidelsesgraden innen 0,03–1,2 %.
Kalsium er lite preget av dannelsen av komplekse forbindelser. Oksygenholdige komplekser, for eksempel med EDTA eller polyfosfater, er av stor betydning i analytisk kjemi og for fjerning av kalsiumioner fra hardt vann.
Kalsium er et av makroelementene. Innholdet i kroppen til en voksen (basert på en vekt på 65 kg) er 1,3 kg. Det er nødvendig for dannelsen av bein og tenner, opprettholde hjerterytmen og blodpropp. Hovedkilden til kalsium i kroppen er melk og meieriprodukter. Dagsbehovet er 0,8 g per dag. Absorpsjonen av kalsiumkationer forenkles av melke- og sitronsyrer, mens fosfation, oksalation og fytinsyre hindrer opptaket av kalsium på grunn av dannelse av komplekser og dårlig løselige salter. Kroppen har et komplekst system for å lagre og frigjøre kalsium.
Bruken av kalsium som byggemateriale for bein og tenner skyldes at kalsiumioner ikke brukes i cellen. Kalsiumkonsentrasjonen styres av spesielle hormoner; deres kombinerte virkning bevarer og opprettholder beinstrukturen.
Det antas at kalsiumioner, ved å binde seg til nervemembranen, påvirker dens permeabilitet for andre kationer. Tilsynelatende erstatter det magnesiumioner og aktiverer derved noen enzymer. Tilførsel av kalsiumioner kan forbindes med introduksjon av fosfat, som derfor kalles en kalsiumtransportør.
Det er fastslått at regulatoren av kalsiumioner i ulike typer muskler er sarkoplasmatisk retikulum (SR). Kalsiumioner akkumuleres i kalsiumbindende proteiner, slik som calsequestrin. Sistnevnte binder omtrent 43 Ca 2+ ioner per mol protein. Muskelkontraksjon er assosiert med frigjøring av kalsiumioner fra SR og dens binding til de aktive sentrene av muskelfibre. Konsentrasjonen av kalsiumioner i sarkoplasmaet øker 100 ganger på noen få millisekunder. Den tvungne utstrømningen av Ca 2+ -ioner fra SR skjer veldig raskt. Umiddelbart etter frigjøring av kalsiumioner begynner SR å pumpe dem tilbake. Muskelsammentrekning oppstår som et resultat av at det oppstår en nerveimpuls i motornerven som ender i muskelfiberen, noe som forårsaker frigjøring av kalsiumioner fra lagrene.
Blodkoagulasjonsmekanismen er en kaskadeprosess, hvorav mange trinn avhenger av tilstedeværelsen av kalsiumioner, som aktiverer de tilsvarende enzymene.
Kalsiumakkumulering er et karakteristisk trekk ved veksten av tannbein, skjell og andre lignende strukturer. På den annen side fører økte kalsiumnivåer i atypiske områder til steindannelse, slitasjegikt, grå stær og arterielle lidelser.
Elena Savinkina