Kalsiumyhdisteet- kalkkikiveä, marmoria, kipsiä (sekä kalkkia - kalkkikiven tuotetta) on käytetty rakentamisessa muinaisista ajoista lähtien. 1700-luvun loppuun asti kemistit pitivät kalkkia yksinkertaisena aineena. Vuonna 1789 A. Lavoisier ehdotti, että kalkki, magnesiumoksidi, bariitti, alumiinioksidi ja piidioksidi ovat monimutkaisia ​​aineita. Vuonna 1808 Davy elektrolyysillä elohopeakatodilla märän sammutetun kalkin ja elohopeaoksidin seoksen valmisti kalsiumamalgaamin ja ajettuaan elohopeaa siitä, hän sai metallin nimeltä "kalsium" (lat. Calx, suvun. tapaus calcis - kalkki).

Elektronien sijoittuminen kiertoradalle.

+20Ca… |3s 3p 3d | 4s

Kalsiumia kutsutaan maa-alkalimetalliksi, se luokitellaan S-alkuaineeksi. Ulkoisella elektronitasolla kalsiumilla on kaksi elektronia, joten se antaa yhdisteitä: CaO, Ca (OH) 2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 jne. Kalsium kuuluu tyypillisiin metalleihin - sillä on korkea affiniteetti happea kohtaan, se pelkistää lähes kaikki metallit oksideistaan ​​ja muodostaa melko vahvan emäksen Ca (OH) 2:n.

Metallien kidehilat voivat olla erityyppisiä, mutta kalsiumille on tunnusomaista kasvokeskeinen kuutiohila.

Metalleissa olevien kiteiden koot, muoto ja keskinäinen järjestys saadaan aikaan metallografisilla menetelmillä. Täydellisin arvio metallirakenteesta tässä suhteessa saadaan sen ohuen poikkileikkauksen mikroskooppisella analyysillä. Testattavasta metallista leikataan näyte ja sen taso hiotaan, kiillotetaan ja syövytetään erikoisliuoksella (etsausaine). Syövytyksen tuloksena korostuu näytteen rakenne, jota tutkitaan tai valokuvataan metallografisella mikroskoopilla.

Kalsium on kevytmetalli (d = 1,55), väriltään hopeanvalkoinen. Se on kovempaa ja sulaa korkeammassa lämpötilassa (851 °C) kuin natrium, joka on sen vieressä jaksollisessa taulukossa. Tämä johtuu siitä, että metallissa on kaksi elektronia per kalsiumioni. Siksi ionien ja elektronikaasun välinen kemiallinen sidos on vahvempi kuin natriumin. Kemiallisissa reaktioissa kalsiumin valenssielektroneja siirtyy muiden alkuaineiden atomeihin. Tässä tapauksessa muodostuu kaksinkertaisesti varautuneita ioneja.

Kalsium reagoi voimakkaasti metallien, erityisesti hapen kanssa. Ilmassa se hapettuu hitaammin kuin alkalimetallit, koska sen päällä oleva oksidikalvo on vähemmän happea läpäisevä. Kuumennettaessa kalsium palaa vapauttaen valtavia määriä lämpöä:

Kalsium reagoi veden kanssa syrjäyttäen vedyn ja muodostaen emäksen:

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

Suuren hapen kanssa reagointikykynsä ansiosta kalsiumilla on käyttöä harvinaisten metallien saamiseksi oksideistaan. Metallioksidit kuumennetaan yhdessä kalsiumlastujen kanssa; reaktioiden seurauksena saadaan kalsiumoksidia ja metallia. Kalsiumin ja joidenkin sen metalliseosten käyttö metallien ns. deoksidaatiossa perustuu samaan ominaisuuteen. Kalsiumia lisätään sulaan metalliin ja se poistaa jäämiä liuenneesta hapesta; tuloksena oleva kalsiumoksidi kelluu metallin pinnalle. Kalsium on osa joitakin seoksia.

Kalsiumia saadaan sulan kalsiumkloridin elektrolyysillä tai aluminotermisellä menetelmällä. Kalsiumoksidi tai sammutettu kalkki on valkoinen jauhe, joka sulaa 2570 °C:ssa. Sitä saadaan kalsinoimalla kalkkikiveä:

CaCO3 \u003d CaO + CO2 ^

Kalsiumoksidi on emäksinen oksidi, joten se reagoi happojen ja happoanhydridien kanssa. Veden kanssa se antaa emäksen - kalsiumhydroksidin:

CaO + H2O = Ca(OH)2

Veden lisääminen kalsiumoksidiin, jota kutsutaan kalkkisammutukseksi, etenee vapauttamalla suuri määrä lämpöä. Osa vedestä muuttuu höyryksi. Kalsiumhydroksidi tai sammutettu kalkki on valkoinen aine, joka liukenee heikosti veteen. Kalsiumhydroksidin vesiliuosta kutsutaan kalkkivedeksi. Tällaisella liuoksella on melko voimakkaita alkalisia ominaisuuksia, koska kalsiumhydroksidi dissosioituu hyvin:

Ca (OH) 2 \u003d Ca + 2OH

Alkalimetallioksidien hydraatteihin verrattuna kalsiumhydroksidi on heikompi emäs. Tämä selittyy sillä, että kalsiumioni on kaksinkertaisesti varautunut ja vetää puoleensa voimakkaammin hydroksyyliryhmiä.

Hydratoitu kalkki ja sen liuos, jota kutsutaan kalkkivedeksi, reagoivat happojen ja happoanhydridien, mukaan lukien hiilidioksidin, kanssa. Kalkkivettä käytetään laboratorioissa hiilidioksidin löytämiseen, koska tuloksena oleva liukenematon kalsiumkarbonaatti saa veden sameaksi:

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Kuitenkin, kun hiilidioksidia johdetaan pitkään, liuos muuttuu jälleen läpinäkyväksi. Tämä johtuu siitä, että kalsiumkarbonaatti muuttuu liukoiseksi suolaksi - kalsiumbikarbonaatiksi:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

Teollisuudessa kalsiumia saadaan kahdella tavalla:

Kuumentamalla CaO- ja Al-jauheen brikettiseosta 1200 °C:ssa 0,01 - 0,02 mm:n tyhjiössä. rt. Taide.; vapautuu reaktiosta:

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

Kalsiumhöyry tiivistyy kylmälle pinnalle.

CaCl2- ja KCl-sulan elektrolyysillä nestemäisellä kupari-kalsiumkatodilla valmistetaan Cu-Ca-seos (65 % Ca), josta kalsium tislataan pois lämpötilassa 950 - 1000 °C tyhjössä 0,1 - 0,001 mm Hg.

On myös kehitetty menetelmä kalsiumin saamiseksi kalsiumkarbidin CaC2 lämpödissosiaatiolla.

Kalsium on yksi luonnon runsaimmista alkuaineista. Se sisältää noin 3 % (massa) maankuoressa. Kalsiumsuolat muodostavat luonnossa suuria kertymiä karbonaattien (liitu, marmori), sulfaattien (kipsi), fosfaattien (fosforiittien) muodossa. Veden ja hiilidioksidin vaikutuksesta karbonaatit liukenevat hiilivetyinä ja kulkeutuvat maanalaisissa ja jokivesissä pitkiä matkoja. Kun kalsiumsuolat huuhtoutuvat pois, voi muodostua luolia. Veden haihtumisen tai lämpötilan nousun seurauksena kalsiumkarbonaattikertymiä voi muodostua uuteen paikkaan. Joten esimerkiksi luolissa muodostuu tippukivikiviä ja stalagmiitteja.

Liukoiset kalsium- ja magnesiumsuolat määräävät veden kokonaiskovuuden. Jos niitä on vedessä pieniä määriä, vettä kutsutaan pehmeäksi. Näiden suolojen suurella pitoisuudella (100 - 200 mg kalsiumsuoloja - 1 litrassa ioneina mitattuna) vettä pidetään kovana. Tällaisessa vedessä saippua vaahtoaa huonosti, koska kalsium- ja magnesiumsuolat muodostavat sen kanssa liukenemattomia yhdisteitä. Kovassa vedessä elintarvikkeet keitetään huonosti, ja keitettynä se aiheuttaa kalkkia höyrykattiloiden seinille. Kalkki ei johda hyvin lämpöä, lisää polttoaineen kulutusta ja nopeuttaa kattilan seinien kulumista. Kalkkien muodostuminen on monimutkainen prosessi. Kuumennettaessa kalsium- ja magnesiumhiilihapon happosuolat hajoavat ja muuttuvat liukenemattomiksi karbonaateiksi:

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

Myös kalsiumsulfaatin CaSO4:n liukoisuus heikkenee kuumennettaessa, joten se on osa asteikkoa.

Veden kalsium- ja magnesiumbikarbonaattien aiheuttamaa kovuutta kutsutaan karbonaatiksi tai väliaikaiseksi, koska se eliminoituu keittämällä. Karbonaattikovuuden lisäksi erotetaan myös ei-karbonaattikovuus, joka riippuu kalsium- ja magnesiumkloridien sulfaatti- ja kloridipitoisuudesta vedessä. Näitä suoloja ei poisteta keittämällä, ja siksi karbonaattitonta kovuutta kutsutaan myös vakiokovuudeksi. Karbonaattikovuus ja karbonaattiton kovuus laskevat yhteen kokonaiskovuuden.

Kovuuden poistamiseksi kokonaan vettä tislataan joskus. Keitä vettä karbonaatin kovuuden poistamiseksi. Yleinen kovuus eliminoidaan joko lisäämällä kemikaaleja tai käyttämällä ns. kationinvaihtimia. Kemiallista menetelmää käytettäessä liukoiset kalsium- ja magnesiumsuolat muunnetaan liukenemattomiksi karbonaateiksi, esimerkiksi lisätään kalkkimaitoa ja soodaa:

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

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

Jäykkyyden poistaminen kationinvaihtimilla on edistyneempi prosessi. Kationinvaihtimet ovat monimutkaisia ​​aineita (piin ja alumiinin luonnollisia yhdisteitä, korkean molekyylipainon orgaanisia yhdisteitä), joiden koostumus voidaan ilmaista kaavalla Na2R, jossa R on monimutkainen happojäännös. Kun vesi suodatetaan kationinvaihdinkerroksen läpi, Na-ionit (kationit) vaihtuvat Ca- ja Mg-ioneiksi:

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Tämän seurauksena Ca-ionit liuoksesta siirtyvät kationinvaihtimeen ja Na-ionit kationinvaihtajasta liuokseen. Käytetyn kationinvaihtimen palauttamiseksi se pestään tavallisella suolaliuoksella. Tässä tapauksessa tapahtuu käänteinen prosessi: kationinvaihtajan Ca-ionit korvataan Na-ioneilla:

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

Regeneroitua kationinvaihdinta voidaan käyttää uudelleen vedenkäsittelyyn.

Puhtaan metallin muodossa olevaa Ca:ta käytetään pelkistimenä U:lle, Th:lle, Cr:lle, V:lle, Zr:lle, Cs:lle, Rb:lle ja eräille harvinaisille maametallille ja niiden yhdisteille. Sitä käytetään myös terästen, pronssien ja muiden metalliseosten hapettumisenestoon, rikin poistamiseen öljytuotteista, orgaanisten nesteiden kuivaamiseen, argonin puhdistamiseen typen epäpuhtauksista ja kaasun absorboijana sähköisissä tyhjiölaitteissa. Pb - Na - Ca -järjestelmän antifiction-materiaalit sekä Pb - Ca -seokset, joista valmistetaan sähkökaapeleiden vaippa, ovat saaneet suurta käyttöä tekniikassa. Seosta Ca-Si-Ca (piikalsiumia) käytetään hapettumisen- ja kaasunpoistoaineena laatuterästen tuotannossa.

Kalsium on yksi biogeenisista alkuaineista, joita tarvitaan normaaliin elämänprosessiin. Sitä on kaikissa eläinten ja kasvien kudoksissa ja nesteissä. Vain harvinaiset organismit voivat kehittyä ympäristössä, jossa ei ole Ca. Joissakin organismeissa Ca-pitoisuus saavuttaa 38 %:lla: ihmisillä - 1,4 - 2%. Kasvi- ja eläinorganismien solut tarvitsevat tiukasti määritellyt Ca-, Na- ja K-ionien suhteet solunulkoisissa väliaineissa. Kasvit saavat Ca maaperästä. Suhteensa mukaan kasvit jaetaan kalkefiileihin ja kalkefobeihin. Eläimet saavat Ca:ta ruoasta ja vedestä. Ca on välttämätön useiden solurakenteiden muodostumiseen, ulompien solukalvojen normaalin läpäisevyyden ylläpitämiseen, kalojen ja muiden eläinten munien hedelmöittämiseen sekä useiden entsyymien aktivoimiseen. Ca-ionit välittävät viritystä lihaskuituun aiheuttaen sen supistumista, lisäävät sydämen supistusten voimakkuutta, lisäävät leukosyyttien fagosyyttistä toimintaa, aktivoivat suojaavien veren proteiinien järjestelmää ja osallistuvat sen hyytymiseen. Soluissa lähes kaikki Ca on yhdisteiden muodossa proteiinien, nukleiinihappojen, fosfolipidien kanssa, komplekseissa epäorgaanisten fosfaattien ja orgaanisten happojen kanssa. Ihmisten ja korkeampien eläinten veriplasmassa vain 20-40 % Ca voi liittyä proteiineihin. Eläimillä, joilla on luuranko, jopa 97 - 99% kaikesta Ca:sta käytetään rakennusmateriaalina: selkärangattomissa pääasiassa CaCO3:n muodossa (nilviäisten kuoret, korallit), selkärankaisissa fosfaattien muodossa. Monet selkärangattomat varastoivat Ca ennen sulamista rakentaakseen uuden luurangon tai tarjotakseen elintoimintoja epäsuotuisissa olosuhteissa. Ihmisen ja korkeampien eläinten veren Ca-pitoisuutta säätelevät lisäkilpirauhasen ja kilpirauhasen hormonit. Näissä prosesseissa tärkein rooli on D-vitamiini, jonka Ca- imeytyminen tapahtuu ohutsuolen etuosassa. Ca:n assimilaatio pahenee suolen happamuuden alenemisen myötä ja riippuu ruuan Ca, fosforin ja rasvan suhteesta. Lehmänmaidon optimaalinen Ca/P-suhde on noin 1,3 (perunoissa 0,15, papuissa 0,13, lihassa 0,016). Kun ruoassa on liikaa P:tä ja oksaalihappoa, Ca:n imeytyminen huononee. Sappihapot nopeuttavat sen imeytymistä. Optimaalinen Ca/rasva-suhde ihmisen ruoassa on 0,04 - 0,08 g Ca per 1 g. rasvaa. Ca erittyy pääasiassa suoliston kautta. Nisäkkäät menettävät imetyksen aikana paljon Ca:ta maidon mukana. Nuorten eläinten ja lasten fosfori-kalsium-aineenvaihdunnan häiriöiden yhteydessä kehittyy riisitauti, aikuisilla eläimillä - luuston koostumuksen ja rakenteen muutos (osteomalasia).

Lääketieteessä Ca-lääkkeet poistavat häiriöt, jotka liittyvät Ca-ionien puutteeseen kehossa (tetania, kouristukset, riisitauti). Ca-valmisteet vähentävät yliherkkyyttä allergeeneille ja niitä käytetään allergisten sairauksien (seerumitauti, unikuume jne.) hoitoon. Ca-valmisteet vähentävät lisääntynyttä verisuonten läpäisevyyttä ja niillä on anti-inflammatorinen vaikutus. Niitä käytetään verenvuotoverisuonitulehdukseen, säteilysairauteen, tulehdusprosesseihin (keuhkokuume, keuhkopussintulehdus jne.) ja joihinkin ihosairauksiin. Sitä määrätään hemostaattisena aineena parantamaan sydänlihaksen toimintaa ja tehostamaan digitalis-valmisteiden vaikutusta, vastalääkenä magnesiumsuolojen myrkytykseen. Ca-valmisteita käytetään yhdessä muiden lääkkeiden kanssa synnytyksen kiihdyttämiseen. Ca-kloridia annetaan suun kautta ja suonensisäisesti. Ossokalsinolia (15 % steriiliä suspensiota erikoisvalmistetusta luujauheesta persikkaöljyssä) on ehdotettu kudosterapiaan.

Ca-valmisteita ovat myös kipsi (CaSO4), jota käytetään kipsikirurgiassa, ja liitu (CaCO3), joka annetaan suun kautta mahanesteen happamuuden lisäämiseksi ja hammasjauheen valmistukseen.

Etusivu / Luennot 1. vuosi / Yleinen ja orgaaninen kemia / Kysymys 23. Kalsium / 2. Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet

fyysiset ominaisuudet. Kalsium on hopeanvalkoinen muokattava metalli, joka sulaa 850 °C:ssa. C ja kiehuu 1482 asteessa. C. Se on paljon kovempaa kuin alkalimetallit.

Kemialliset ominaisuudet. Kalsium on aktiivinen metalli. Joten normaaleissa olosuhteissa se on helposti vuorovaikutuksessa ilmakehän hapen ja halogeenien kanssa:

2 Ca + O2 \u003d 2 CaO (kalsiumoksidi);

Ca + Br2 = CaBr2 (kalsiumbromidi).

Vedyn, typen, rikin, fosforin, hiilen ja muiden epämetallien kanssa kalsium reagoi kuumennettaessa:

Ca + H2 = CaH2 (kalsiumhydridi);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (kalsiumnitridi);

Ca + S = CaS (kalsiumsulfidi);

3Ca + 2P = Ca3P2 (kalsiumfosfidi);

Ca + 2 C \u003d CaC2 (kalsiumkarbidi).

Kalsium vuorovaikuttaa hitaasti kylmän veden kanssa ja erittäin voimakkaasti kuuman veden kanssa:

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

Kalsium voi ottaa pois happea tai halogeeneja vähemmän aktiivisten metallien oksideista ja halogenideista, eli sillä on pelkistäviä ominaisuuksia:

5 Ca + Nb2O5 = CaO + 2 Nb;

• 1. Luonnossa oleminen
• 3. Kuitti
• 4. Sovellus

www.medkurs.ru

Kalsium | opas Pesticides.ru

Monille ihmisille tieto kalsiumista rajoittuu siihen, että tämä alkuaine on välttämätön terveille luille ja hampaille. Missä muualla se on, miksi sitä tarvitaan ja kuinka tarpeellista, kaikilla ei ole käsitystä. Kalsiumia löytyy kuitenkin monista meille tutuista yhdisteistä, sekä luonnollisista että ihmisen valmistamista. Liitu ja kalkki, luolien stalaktiitit ja stalagmiitit, muinaiset fossiilit ja sementti, kipsi ja alabasteri, maitotuotteet ja osteoporoosilääkkeet – kaikki tämä ja paljon muuta sisältävät runsaasti kalsiumia.

Tämän elementin hankki ensimmäisenä G. Davy vuonna 1808, ja aluksi sitä ei käytetty kovin aktiivisesti. Silti nyt tämä metalli on tuotannossa mitattuna viidenneksi maailmassa, ja sen tarve kasvaa vuosi vuodelta. Kalsiumin pääasiallinen käyttöalue on rakennusmateriaalien ja seosten valmistus. Se on kuitenkin tarpeen paitsi talojen, myös elävien solujen rakentamiseen. Kalsium on ihmiskehossa osa luurankoa, mahdollistaa lihasten supistukset, varmistaa veren hyytymisen, säätelee useiden ruoansulatusentsyymien toimintaa ja suorittaa muita melko lukuisia toimintoja. Se ei ole yhtä tärkeä muille eläville esineille: eläimille, kasveille, sienille ja jopa bakteereille. Samaan aikaan kalsiumin tarve on melko korkea, mikä mahdollistaa sen luokittelun makroravinteeksi.

Kalsium (kalsium), Ca on Mendelejevin jaksollisen järjestelmän II ryhmän pääalaryhmän kemiallinen alkuaine. Atomiluku - 20. Atomimassa - 40,08.

Kalsium on maa-alkalimetalli. Vapaassa tilassa muokattava, melko kova, valkoinen. Tiheydellä tarkoitetaan kevytmetalleja.

• Tiheys - 1,54 g / cm3,
• Sulamispiste - +842 °C,
• Kiehumispiste - +1495 ° C.

Kalsiumilla on selvät metalliset ominaisuudet. Kaikissa yhdisteissä hapetusaste on +2.

Ilmassa se on peitetty oksidikerroksella, kuumennettaessa se palaa punertavalla, kirkkaalla liekillä. Se reagoi hitaasti kylmän veden kanssa ja syrjäyttää nopeasti vedyn kuumasta vedestä ja muodostaa hydroksidia. Reagoiessaan vedyn kanssa se muodostaa hydridejä. Huoneenlämpötilassa se reagoi typen kanssa muodostaen nitridejä. Se myös yhdistyy helposti halogeenien ja rikin kanssa, palauttaa metallioksideja kuumennettaessa.

Kalsium on yksi luonnon runsaimmista alkuaineista. Maankuoressa sen pitoisuus on 3 painoprosenttia. Sitä esiintyy liidun, kalkkikiven, marmorin (luonnollinen kalsiumkarbonaatin CaCO3) kerrostumien muodossa. Suuria määriä esiintyy kipsiä (CaSO4 x 2h3O), fosforiittia (Ca3 (PO4) 2) ja erilaisia ​​kalsiumia sisältäviä silikaatteja.

Vesi

. Kalsiumsuoloja on lähes aina luonnollisissa vesissä. Näistä vain kipsi liukenee siihen vähän. Veden hiilidioksidipitoisuuden myötä kalsiumkarbonaatti liukenee bikarbonaattina Ca(HCO3)2.

kova vesi

. Luonnollista vettä, jossa on suuri määrä kalsium- tai magnesiumsuoloja, kutsutaan kovaksi.

pehmeä vesi

. Kun näitä suoloja on vähän tai niitä ei ole, vettä kutsutaan pehmeäksi.

Maaperät

. Maaperässä on yleensä riittävästi kalsiumia. Ja koska kalsiumia on suurempi massa kasvien vegetatiivisessa osassa, sen poistuminen sadon mukana on vähäistä.

Kalsiumin hävikki maaperästä johtuu sen huuhtoutumisesta sateen vaikutuksesta. Tämä prosessi riippuu maaperän granulometrisesta koostumuksesta, sateesta, kasvilajeista, kalkki- ja mineraalilannoitteiden muodoista ja annoksista. Näistä tekijöistä riippuen peltokerroksen kalsiumhäviöt vaihtelevat useista kymmenistä 200-400 kg/ha tai enemmän.

Kalsiumpitoisuus eri maaperätyypeissä

Podzolic maaperä sisältää 0,73 % (maan kuiva-aineesta) kalsiumia.

Harmaa metsä - 0,90% kalsiumia.

Chernozems - 1,44% kalsiumia.

Serozems - 6,04% kalsiumia.

Kasveissa kalsium on fosfaattien, sulfaattien, karbonaattien muodossa, pektiinin ja oksaalihappojen suolojen muodossa. Lähes 65 % kasvien kalsiumista voidaan uuttaa vedellä. Loput käsitellään heikolla etikka- ja kloorivetyhapolla. Suurin osa kalsiumista löytyy ikääntyvistä soluista.

Kalsiumin puutoksen oireet:
kulttuuri	puutosoireet
Yleisiä oireita	Apikaalisen silmun valkaisu; Nuorten lehtien valkaisu; Lehtien kärjet ovat taipuneet alaspäin; Lehtien reunat käpristyvät;
Peruna	Ylälehdet kukkivat huonosti; Varren kasvupiste kuolee; Lehtien reunoilla on vaalea raita, myöhemmin se tummuu; Lehtien reunat on kierretty ylös;
Valkokaali ja kukkakaali	Nuorten kasvien lehdissä kloroottisia pilkkuja (marmorointia) tai valkoisia raitoja reunoilla; Vanhemmissa kasveissa lehdet käpristyvät ja niihin ilmestyy palovammoja; Kasvupiste kuolee
	Lehtien päätelohkot kuolevat Kukat putoavat; Hedelmän kärkeen ilmestyy tumma täplä, joka kasvaa hedelmän kasvaessa (tomaattien kärkimätä)
	Apikaaliset silmut kuolevat; Nuorten lehtien reunat kääritään, revitään ja kuolevat sitten pois; Versojen yläosat kuolevat; juurien kärkien vaurioituminen; Hedelmän massassa - ruskeita pilkkuja (katkera kuoppaus); Hedelmien maku heikkenee; Hedelmien myyntikelpoisuus on heikentynyt

Kalsiumin toiminnot

Tämän elementin vaikutus kasveihin on monenvälinen ja yleensä positiivinen. Kalsium:

• Edistää aineenvaihduntaa;
• Sillä on tärkeä rooli hiilihydraattien liikkeessä;
• Vaikuttaa typpipitoisten aineiden metamorfoosiin;
• Nopeuttaa siementen varaproteiinien kulutusta itämisen aikana;
• Sillä on rooli fotosynteesin prosessissa;
• voimakas muiden kationien antagonisti, estää niiden liiallisen pääsyn kasvikudoksiin;
• Se vaikuttaa protoplasman fysikaalis-kemiallisiin ominaisuuksiin (viskositeetti, läpäisevyys jne.) ja siten kasvin biokemiallisten prosessien normaaliin kulkuun;
• Kalsiumyhdisteet pektiinin kanssa liimaa yksittäisten solujen seinät yhteen;
• Vaikuttaa entsyymien toimintaan.

On huomattava, että kalsiumyhdisteiden (kalkki) vaikutus entsyymien aktiivisuuteen ei ilmene vain suorana vaikutuksena, vaan myös maaperän fysikaalis-kemiallisten ominaisuuksien ja sen ravitsemusjärjestelmän paranemisen vuoksi. Lisäksi maaperän kalkitus vaikuttaa merkittävästi vitamiinien biosynteesiprosesseihin.

Kalsiumin puute (puutos) kasveissa

Kalsiumin puute vaikuttaa ensisijaisesti juurijärjestelmän kehitykseen. Juurikarvojen muodostuminen pysähtyy juurille. Juuren ulkosolut tuhoutuvat.

Tämä oire ilmenee sekä kalsiumin puutteesta että ravinneliuoksen epätasapainosta, toisin sanoen yksiarvoisten natrium-, kalium- ja vetykationien vallitsevuudesta.

Lisäksi nitraattitypen läsnäolo maaliuoksessa lisää kalsiumin virtausta kasvikudoksiin, kun taas ammoniakki vähentää sitä.

Kalsiumin nälänhädän merkkejä odotetaan, kun kalsiumpitoisuus on alle 20 % maaperän kationinvaihtokapasiteetista.

Oireet. Visuaalisesti kalsiumin puutos todetaan seuraavista merkeistä:

• Kasvien juurissa havaitaan vaurioituneet ruskeat kärjet;
• Kasvupiste on epämuodostunut ja kuolee;
• Kukat, munasarjat ja silmut putoavat;
• Hedelmät ovat nekroosin aiheuttamia;
• Lehdet ovat kloroottisia;
• Apikaalinen silmu kuolee ja varren kasvu pysähtyy.

Kaali, sinimailas, apila ovat erittäin herkkiä kalsiumille. On todettu, että näille samoille kasveille on ominaista myös lisääntynyt herkkyys maaperän happamuudelle.

Mineraalikalsiummyrkytys johtaa suonenväliseen kloroosiin, johon liittyy valkoisia nekroottisia läiskiä. Ne voivat olla värillisiä tai niissä voi olla samankeskisiä renkaita, jotka on täytetty vedellä. Jotkut kasvit reagoivat liialliseen kalsiumiin kasvattamalla lehtiruusetteja, kuolemalla versoista ja putoamalla lehtiä. Oireet muistuttavat ulkonäöltään raudan ja magnesiumin puutetta.

Kalkkilannoitteet ovat maaperän kalsiumin lisäyksen lähde. Ne on jaettu kolmeen ryhmään:

• Kovat kalkkipitoiset kivet;
• Pehmeät kalkkipitoiset kivet;
• Teollisuusjäte, jossa on korkea kalkkipitoisuus.

Kovat kalkkipitoiset kivet jaetaan CaO- ja MgO-pitoisuuden mukaan:

• kalkkikivet (55–56 % CaO ja enintään 0,9 % MgO);
• dolomiittikalkkikivet (42–55 % CaO ja enintään 9 % MgO);
• dolomiitit (32–30 % CaO ja 18–20 % MgO).

Kalkkikivet

- peruskalkkilannoitteet. Sisältää 75–100 % Ca- ja Mg-oksideja CaCO3:na mitattuna.

Dolomitisoitu kalkkikivi

. Sisältää 79-100 % aktiivista ainesosaa (a.i.) CaCO3:na mitattuna. Sitä suositellaan viljelykiertoon perunoiden, palkokasvien, pellavan ja juurikasvien kanssa sekä voimakkaasti podzoloituneilla maaperätyypeillä.

Marl

. Sisältää jopa 25–15 % CaCO3:a ja saven ja hiekan muodossa olevia epäpuhtauksia 20–40 %. Toimii hitaasti. Suositellaan käytettäväksi kevyellä maaperällä.

Liitu

. Sisältää 90-100 % CaCO3. Toiminta on nopeampaa kuin kalkkikiven. Se on arvokas kalkkilannoite hienoksi jauhetussa muodossa.

poltettu kalkki

(CaO). CaCO3-pitoisuus on yli 70 %. Se on ominaista vahvaksi ja nopeasti vaikuttavaksi kalkkimateriaaliksi.

Sammutettu kalkki

(Ca(OH)2). CaCO3-pitoisuus on 35 % tai enemmän. Se on myös vahva ja nopeavaikutteinen kalkkilannoite.

Dolomiittijauhot

. CaCO3- ja MgCO3-pitoisuus on noin 100 %. Toimii hitaammin kuin kalkkipitoiset tuffit. Käytetään tyypillisesti missä magnesiumia tarvitaan.

kalkkipitoiset tuffit

. CaCO3-pitoisuus on 15–96 %, epäpuhtaudet jopa 25 % savea ja hiekkaa, 0,1 % P2O5. Toiminta on nopeampaa kuin kalkkikiven.

Ulostusmuta (ulostus)

. Koostuu CaCO3:sta ja Ca(OH)2:sta. Kalkkipitoisuus CaO:ssa on jopa 40 %. Mukana on myös typpeä - 0,5 % ja P2O5 - 1-2 %. Tämä on sokerijuurikastehtaiden jätettä. Sitä suositellaan käytettäväksi paitsi maaperän happamuuden vähentämiseen, myös juurikkaan viljelyalueilla chernozemmailla.

Liusketuhka syklonit

. Kuiva jauhettu materiaali. Vaikuttavan aineen pitoisuus on 60-70%. Viittaa teollisuusjätteisiin.

Uunien ja sementtitehtaiden pöly

. CaCO3-pitoisuuden tulee olla yli 60 %. Käytännössä sitä käytetään tiloilla, jotka sijaitsevat sementtitehtaiden välittömässä läheisyydessä.

Metallurginen kuona

. Käytetään Uralin ja Siperian alueilla. Ei hygroskooppinen, helppo ruiskuttaa. Sen tulee sisältää vähintään 80 % CaCO3, kosteuspitoisuus enintään 2 %. Rakeinen koostumus on tärkeä: 70 % - alle 0,25 mm, 90 % - alle 0,5 mm.

orgaaniset lannoitteet. CaCO3:n Ca-pitoisuus on 0,32–0,40 %.

Fosfaatti jauhot. Kalsiumpitoisuus on 22 % CaCO3.

Kalkkilannoitteita ei käytetä vain maaperän ja kasvien kalsiumin lisäämiseen. Niiden käytön päätarkoitus on maaperän kalkitus. Tämä on kemiallinen talteenottomenetelmä. Sen tarkoituksena on neutraloida maaperän liiallinen happamuus, parantaa sen agrofysikaalisia, agrokemiallisia ja biologisia ominaisuuksia, toimittaa kasveille magnesiumia ja kalsiumia, mobilisoida ja immobilisoida makroelementtejä ja hivenaineita, luoda optimaaliset vesi-fysikaaliset, fysikaaliset ja ilmaolosuhteet viljeltyjen kasvien elämälle.

Maan kalkituksen tehokkuus

Samanaikaisesti kasvien kalsiumin tarpeen tyydyttämisen kanssa kivennäisravinnon osana kalkitus johtaa moniin myönteisiin muutoksiin maaperässä.

Kalkituksen vaikutus joidenkin maaperän ominaisuuksiin

Kalsium edistää maaperän kolloidien koagulaatiota ja estää niiden huuhtoutumista. Tämä helpottaa maan muokkausta ja parantaa ilmanvaihtoa.

Kalkituksen seurauksena:

• hiekkainen humusmaa lisää veden imeytyskykyä;
• raskailla savimailla muodostuu vedenläpäisevyyttä parantavia maa-aineksia ja paakkuja.

Erityisesti orgaaniset hapot neutraloidaan ja H-ionit syrjäytyvät absorboivasta kompleksista. Tämä johtaa vaihdon eliminoitumiseen ja maaperän hydrolyyttisen happamuuden vähenemiseen. Samaan aikaan maaperää absorboivan kompleksin kationinen koostumus paranee, mikä johtuu vety- ja alumiini-ionien muuttumisesta kalsium- ja magnesiumkationeiksi. Tämä lisää maaperän kyllästymisastetta emäksillä ja lisää vastaanottokykyä.

Kalkituksen vaikutus kasvien typen saantiin

Kalkituksen jälkeen maaperän ja sen rakenteen positiiviset agrokemialliset ominaisuudet säilyvät useita vuosia. Tämä edistää suotuisten olosuhteiden luomista hyödyllisten mikrobiologisten prosessien tehostamiseksi ravinteiden mobilisoimiseksi. Maaperässä vapaasti asuvien ammonifikaattoreiden, nitrifiointiaineiden, typpeä sitovien bakteerien aktiivisuus tehostuu.

Kalkitus auttaa lisäämään kyhmybakteerien lisääntymistä ja parantamaan isäntäkasvin typen saantia. On todettu, että bakteerilannoitteet menettävät tehonsa happamassa maaperässä.

Kalkituksen vaikutus kasvien saantiin tuhkaelementeillä

Kalkitus edistää kasvin tuhka-alkuaineiden saantia, koska bakteerien toiminta, joka hajottaa maaperän orgaanisia fosforiyhdisteitä ja edistää rauta- ja alumiinifosfaattien muuttumista kasvien käytettävissä oleviksi kalsiumfosfaattisuoloiksi, tehostuu. Happaman maaperän kalkitus tehostaa mikrobiologisia ja biokemiallisia prosesseja, mikä puolestaan ​​lisää nitraattien sekä assimiloituvien fosforin ja kaliumin muotojen määrää.

Kalkituksen vaikutus makroravinteiden ja hivenaineiden muotoihin ja saatavuuteen

Kalkitus lisää kalsiumin määrää ja dolomiittijauhoja käytettäessä magnesiumia. Samalla mangaanin ja alumiinin myrkylliset muodot muuttuvat liukenemattomiksi ja siirtyvät saostuneeseen muotoon. Alkuaineiden, kuten raudan, kuparin, sinkin ja mangaanin, saatavuus vähenee. Typpeä, rikkiä, kaliumia, kalsiumia, magnesiumia, fosforia ja molybdeeniä on saatavilla enemmän.

Kalkituksen vaikutus fysiologisesti happamien lannoitteiden vaikutukseen

Kalkitus lisää fysiologisesti happamien mineraalilannoitteiden, erityisesti ammoniakin ja potaskan, tehokkuutta.

Fysiologisesti happamien lannoitteiden positiivinen vaikutus haihtuu ilman kalkkia ja voi ajan myötä muuttua negatiiviseksi. Joten lannoitetuilla paikoilla sato on jopa pienempi kuin lannoittamattomilla. Kalkituksen ja lannoitteiden yhdistelmä lisää niiden tehokkuutta 25–50 %.

Kalkitus aktivoi maaperässä entsymaattisia prosesseja, jotka epäsuorasti arvioivat sen hedelmällisyyttä.

Kokoonpano: Grigorovskaya P.I.

Sivu lisätty: 05.12.13 00:40

Viimeisin päivitys: 22.5.2014 klo 16.25

Kirjalliset lähteet:

Glinka N.L. Yleinen kemia. Oppikirja yliopistoille. Kustantaja: L: Chemistry, 1985, s. 731

Mineev V.G. Agrokemia: Oppikirja - 2. painos, tarkistettu ja täydennetty - M .: MGU Publishing House, KolosS Publishing House, 2004. - 720 s., L. sairas: sairas. – (Klassinen yliopistooppikirja).

Petrov B.A., Seliverstov N.F. Kasvien mineraaliravinto. Ohjekirja opiskelijoille ja puutarhureille. Jekaterinburg, 1998. 79 s.

Tietosanakirja lapsille. Osa 17. Kemia. / Pää. toim. V.A. Volodin. - M.: Avanta +, 2000. - 640 s., ill.

Yagodin B.A., Zhukov Yu.P., Kobzarenko V.I. Agrokemia / Toimittanut B.A. Yagodina - M.: Kolos, 2002. - 584 s.: siltti (Oppikirjoja ja opetusvälineitä korkeakoulujen opiskelijoille).

Kuvat (uudelleenmasteroitu):

20 Ca Kalsium, lisenssillä CC BY

Kalsiumin puute vehnässä, CIMMYT, lisenssi CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Kalsium ja sen rooli ihmiskunnalle - Kemia

Kalsium ja sen rooli ihmiskunnalle

Johdanto

Luonnossa oleminen

Kuitti

Fyysiset ominaisuudet

Kemialliset ominaisuudet

Kalsiumyhdisteiden käyttö

Biologinen rooli

Johtopäätös

Bibliografia

Johdanto

Kalsium on D. I. Mendelejevin kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän toisen ryhmän pääalaryhmän alkuaine, jonka atominumero on 20. Sitä merkitään symbolilla Ca (lat. Calcium). Yksinkertainen aine kalsium (CAS-numero: 7440-70-2) on pehmeä, reaktiivinen, hopeanvalkoinen maa-alkalimetalli.

Huolimatta alkuaineen #20 yleisyydestä, edes kemistit eivät ole nähneet alkuainekalsiumia. Mutta tämä metalli, sekä ulkoisesti että käyttäytymisellään, on täysin erilainen kuin alkalimetallit, joiden kosketus on täynnä tulipalojen ja palovammojen vaaraa. Sitä voidaan säilyttää turvallisesti ilmassa, se ei syty vedestä. Alkuainekalsiumin mekaaniset ominaisuudet eivät tee siitä "mustaa lammasta" metalliperheessä: kalsium ylittää monet niistä lujuuden ja kovuuden suhteen; sitä voidaan kääntää sorvilla, vetää langaksi, takoa, puristaa.

Ja silti alkuainekalsiumia ei käytetä melkein koskaan rakennemateriaalina. Hän on liian aktiivinen siihen. Kalsium reagoi helposti hapen, rikin ja halogeenien kanssa. Jopa typen ja vedyn kanssa se reagoi tietyissä olosuhteissa. Hiilioksidien ympäristö, joka on inertti useimmille metalleille, on aggressiivinen kalsiumille. Se palaa CO- ja CO2-ilmakehässä.

Nimen historia ja alkuperä

Elementin nimi tulee lat. calx (genitiivissä calcis) -- "kalkki", "pehmeä kivi". Sitä ehdotti englantilainen kemisti Humphrey Davy, joka vuonna 1808 eristi kalsiummetallin elektrolyyttisellä menetelmällä. Davy elektrolysoi märän sammutetun kalkin seoksen elohopeaoksidilla HgO platinalevyllä, joka oli anodi. Nestemäiseen elohopeaan upotettu platinalanka toimi katodina. Elektrolyysin tuloksena saatiin kalsiumamalgaamia. Ajettuaan pois elohopean siitä Davy sai metallin nimeltä kalsium.

Kalsiumyhdisteitä - kalkkikiveä, marmoria, kipsiä (sekä kalkkia - kalkkikiven palamisen tuotetta) on käytetty rakentamisessa useita vuosituhansia sitten. 1700-luvun loppuun asti kemistit pitivät kalkkia yksinkertaisena kappaleena. Vuonna 1789 A. Lavoisier ehdotti, että kalkki, magnesiumoksidi, bariitti, alumiinioksidi ja piidioksidi ovat monimutkaisia ​​aineita.

Luonnossa oleminen

Korkean kemiallisen aktiivisuuden vuoksi kalsiumia ei löydy vapaassa muodossa luonnosta.

Kalsiumin osuus maankuoren massasta on 3,38 % (5. sija runsaudessa hapen, piin, alumiinin ja raudan jälkeen).

Isotoopit. Kalsiumia esiintyy luonnossa kuuden isotoopin seoksena: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca ja 48Ca, joista yleisin - 40Ca - on 96,97%.

Kuudesta luonnossa esiintyvästä kalsiumin isotoopista viisi on stabiileja. Kuudes 48Ca, raskain kuudesta ja erittäin harvinainen (sen isotooppimäärä on vain 0,187 %), havaittiin äskettäin läpikäyvän kaksinkertaisen beetahajoamisen puoliintumisajan ollessa 5,3 × 1019 vuotta.

kivissä ja mineraaleissa. Suurin osa kalsiumista sisältyy eri kivien (graniitit, gneisset jne.) silikaattien ja alumiinisilikaattien koostumukseen, erityisesti maasälpää - anortiitti Ca.

Sedimenttikivien muodossa kalsiumyhdisteitä edustavat kalkki ja kalkkikivi, jotka koostuvat pääasiassa mineraalikalsiitista (CaCO3). Kalsiitin kiteinen muoto, marmori, on paljon harvinaisempi luonnossa.

Kalsiummineraalit, kuten kalsiitti CaCO3, anhydriitti CaSO4, alabasteri CaSO4 0,5h3O ja kipsi CaSO4 2h3O, fluoriitti CaF2, apatiitit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomiitti MgCO3 CaCO3 ovat melko yleisiä. Kalsium- ja magnesiumsuolojen läsnäolo luonnollisessa vedessä määrää sen kovuuden.

Kalsium, joka kulkeutuu voimakkaasti maankuoressa ja kerääntyy erilaisiin geokemiallisiin järjestelmiin, muodostaa 385 mineraalia (neljäs mineraalien lukumäärällä mitattuna).

Muuttoliike maankuoressa. Kalsiumin luonnollisessa kulkeutumisessa merkittävä rooli on "karbonaattitasapainolla", joka liittyy kalsiumkarbonaatin vuorovaikutuksen palautuvaan reaktioon veden ja hiilidioksidin kanssa liukoisen bikarbonaatin muodostumisen kanssa:

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

(tasapaino siirtyy vasemmalle tai oikealle riippuen hiilidioksidipitoisuudesta).

biogeeninen migraatio. Biosfäärissä kalsiumyhdisteitä löytyy lähes kaikista eläin- ja kasvikudoksista (katso myös alla). Merkittävä määrä kalsiumia on osa eläviä organismeja. Joten hydroksiapatiitti Ca5 (PO4) 3OH tai toisella tavalla 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH) 2 on selkärankaisten, mukaan lukien ihmisten, luukudoksen perusta; kalsiumkarbonaatista CaCO3 koostuvat monien selkärangattomien kuoret ja kuoret, munankuoret jne. Ihmisten ja eläinten elävissä kudoksissa Ca (massaosuuden mukaan) 1,4-2 %; 70 kg painavassa ihmiskehossa kalsiumpitoisuus on noin 1,7 kg (pääasiassa luukudoksen solujen välisen aineen koostumuksessa).

Kuitti

Vapaata metallista kalsiumia saadaan elektrolyysillä CaCl2:sta (75-80 %) ja KCl:sta tai CaCl2:sta ja CaF2:sta koostuvasta sulasta sekä CaO:n aluminotermisellä pelkistyksellä 1170-1200 °C:ssa:

4CaO + 2Al = CaAl204 + 3Ca.

Fyysiset ominaisuudet

Kalsiummetallia on kahdessa allotrooppisessa muunnelmassa. Jopa 443 °C, stabiili?-Ca kuutiokeskeisellä hilalla (parametri a = 0,558 nm), korkeampi kuin stabiili?-Ca kuutiokeskeisellä hilalla, joka on tyyppiä?-Fe (parametri a = 0,448 nm) . Vakioentalpia?H0-siirtymä? > ? on 0,93 kJ/mol.

Kemialliset ominaisuudet

Kalsium on tyypillinen maa-alkalimetalli. Kalsiumin kemiallinen aktiivisuus on korkea, mutta pienempi kuin kaikkien muiden maa-alkalimetallien. Se reagoi helposti ilman hapen, hiilidioksidin ja kosteuden kanssa, minkä vuoksi kalsiummetallin pinta on yleensä himmeän harmaa, joten kalsiumia varastoidaan yleensä laboratoriossa muiden maa-alkalimetallien tapaan tiiviisti suljetussa purkissa kerroksen alla. kerosiinia tai nestemäistä parafiinia.

Standardipotentiaalien sarjassa kalsium sijaitsee vedyn vasemmalla puolella. Ca2+/Ca0-parin standardielektrodipotentiaali on?2,84 V, joten kalsium reagoi aktiivisesti veden kanssa, mutta ilman syttymistä:

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

Aktiivisten epämetallien (happi, kloori, bromi) kanssa kalsium reagoi normaaleissa olosuhteissa:

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

Ilmassa tai hapessa kuumennettaessa kalsium syttyy palamaan. Vähemmän aktiivisten epämetallien (vety, boori, hiili, pii, typpi, fosfori ja muut) kanssa kalsium on vuorovaikutuksessa kuumennettaessa, esimerkiksi:

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

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

3Ca + 2P = Ca3P2 (

kalsiumfosfidi), tunnetaan myös CaP- ja CaP5-koostumusten kalsiumfosfidit;

2Ca + Si = Ca2Si

(kalsiumsilisidi), tunnetaan myös kalsiumsilisidit koostumuksilla CaSi, Ca3Si4 ja CaSi2.

Yllä olevien reaktioiden kulkuun liittyy yleensä suuren lämpömäärän vapautuminen (eli nämä reaktiot ovat eksotermisiä). Kaikissa ei-metalliyhdisteissä kalsiumin hapetusaste on +2. Suurin osa kalsiumyhdisteistä epämetallien kanssa hajoaa helposti veden vaikutuksesta, esimerkiksi:

CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2^,

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

Ca2+-ioni on väritön. Kun liekkiin lisätään liukoisia kalsiumsuoloja, liekki muuttuu tiilenpunaiseksi.

Kalsiumsuolat, kuten CaCl2-kloridi, CaBr2-bromidi, CaI2-jodidi ja Ca(NO3)2-nitraatti, liukenevat hyvin veteen. CaF2-fluoridi, CaCO3-karbonaatti, CaSO4-sulfaatti, Ca3(PO4)2-ortofosfaatti, CaC2O4-oksalaatti ja jotkut muut ovat veteen liukenemattomia.

Erittäin tärkeä on se, että toisin kuin kalsiumkarbonaatti CaCO3, hapan kalsiumkarbonaatti (hydrokarbonaatti) Ca(HCO3)2 liukenee veteen. Luonnossa tämä johtaa seuraaviin prosesseihin. Kun kylmä sade tai hiilidioksidilla kyllästetty jokivesi tunkeutuu maan alle ja putoaa kalkkikiville, niiden liukenemista havaitaan:

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

Samoissa paikoissa, joissa kalsiumbikarbonaatilla kyllästetty vesi tulee maan pinnalle ja lämmitetään auringonsäteiden vaikutuksesta, tapahtuu käänteinen reaktio:

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

Joten luonnossa tapahtuu suurten ainemassojen siirtymistä. Tämän seurauksena maan alle voi muodostua valtavia rakoja, ja luoliin muodostuu kauniita kivi "jääpuikkoja" - tippukivikiviä ja stalagmiitteja.

Liuenneen kalsiumbikarbonaatin läsnäolo veteen määrää suurelta osin veden tilapäisen kovuuden. Sitä kutsutaan väliaikaiseksi, koska kun vettä keitetään, bikarbonaatti hajoaa ja CaCO3 saostuu. Tämä ilmiö johtaa esimerkiksi siihen, että kattilaan muodostuu ajan myötä kalkkia.

Metallisen kalsiumin sovellukset

Kalsiummetallin pääasiallinen käyttötarkoitus on pelkistimenä metallien, erityisesti nikkelin, kuparin ja ruostumattoman teräksen tuotannossa. Kalsiumia ja sen hydridiä käytetään myös vaikeasti talteenotettavien metallien, kuten kromin, toriumin ja uraanin, valmistukseen. Kalsiumin ja lyijyn seoksia käytetään akuissa ja laakeriseoksissa. Kalsiumrakeita käytetään myös poistamaan ilmajäämiä sähkötyhjölaitteista.

Metallilämpö

Puhdasta metallista kalsiumia käytetään laajalti metallotermiassa harvinaisten metallien saamiseksi.

seostus

Puhdasta kalsiumia käytetään seostamaan lyijyä, jota käytetään akkulevyjen valmistukseen, huoltovapaiden käynnistyslyijyhappoakkujen valmistukseen, joiden itsepurkautuminen on vähäistä. Myös metallista kalsiumia käytetään korkealaatuisten kalsiumbabitsien BKA valmistukseen.

Ydinfuusio

48Ca-isotooppi on tehokkain ja laajimmin käytetty materiaali superraskaiden alkuaineiden valmistukseen ja uusien alkuaineiden löytämiseen jaksollisesta taulukosta. Esimerkiksi käytettäessä 48Ca-ioneja superraskaiden alkuaineiden tuottamiseen kiihdyttimissä näiden alkuaineiden ytimet muodostuvat satoja ja tuhansia kertoja tehokkaammin kuin käytettäessä muita "ammuksia" (ioneja).

Kalsiumyhdisteiden käyttö

kalsiumhydridi. Kuumentamalla kalsiumia vetyilmakehässä saadaan Cah3 (kalsiumhydridi), jota käytetään metallurgiassa (metallilämpö) ja vedyn tuotannossa kentällä.

Optiset ja lasermateriaalit Kalsiumfluoridia (fluoriittia) käytetään yksikiteiden muodossa optiikassa (tähtitieteelliset objektiivit, linssit, prismat) ja lasermateriaalina. Yksittäisten kiteiden muodossa olevaa kalsiumvolframaattia (scheeliittiä) käytetään lasertekniikassa ja myös tuikeaineena.

kalsiumkarbidi. Kalsiumkarbidia CaC2 käytetään laajalti asetyleenin saamiseksi ja metallien pelkistämiseen sekä kalsiumsyanamidin valmistukseen (kuumentamalla kalsiumkarbidia typessä 1200 °C:ssa, reaktio on eksoterminen, suoritetaan syaaniamidiuuneissa).

Kemialliset virtalähteet. Kalsiumia sekä sen seoksia alumiinin ja magnesiumin kanssa käytetään varatermisähköakuissa anodina (esimerkiksi kalsiumkromaattielementti). Kalsiumkromaattia käytetään sellaisissa akuissa kuin katodi. Tällaisten akkujen ominaisuus on erittäin pitkä käyttöikä (kymmeniä) käyttökunnossa, kyky toimia kaikissa olosuhteissa (tila, korkeat paineet), korkea ominaisenergia painon ja tilavuuden mukaan. Huono puoli on lyhyt kesto. Tällaisia ​​akkuja käytetään silloin, kun on tarpeen luoda valtavaa sähkövoimaa lyhyeksi ajaksi (ballistiset ohjukset, jotkut avaruusalukset jne.).

Tulenkestävät materiaalit. Kalsiumoksidia, sekä vapaassa muodossa että osana keraamisia seoksia, käytetään tulenkestävien materiaalien valmistuksessa.

Lääkkeet. Kalsiumyhdisteitä käytetään laajalti antihistamiinina.

Kalsiumkloridi

Kalsiumglukonaatti

kalsiumglyserofosfaatti

Lisäksi kalsiumyhdisteitä lisätään osteoporoosin ehkäisyvalmisteisiin, raskaana olevien naisten ja vanhusten vitamiinikomplekseihin.

Biologinen rooli

Kalsium on yleinen makroravintoaine kasveissa, eläimissä ja ihmisissä. Ihmisillä ja muilla selkärankaisilla suurin osa siitä löytyy luurangosta ja hampaista fosfaattien muodossa. Useimpien selkärangattomien ryhmien (sienet, korallipolyypit, nilviäiset jne.) luurangot koostuvat kalsiumkarbonaatin (kalkin) eri muodoista. Kalsiumionit osallistuvat veren hyytymisprosesseihin sekä veren jatkuvan osmoottisen paineen ylläpitämiseen. Kalsiumionit toimivat myös yhtenä yleismaailmallisista toissijaisista lähettiläistä ja säätelevät erilaisia ​​solunsisäisiä prosesseja - lihasten supistumista, eksosytoosia, mukaan lukien hormonien ja välittäjäaineiden eritystä jne. Kalsiumpitoisuus ihmissolujen sytoplasmassa on noin 10–7 mol, solujen välisissä nesteissä noin 10 -3 mol.

Kalsiumin tarve riippuu iästä. Aikuisille vaadittu päiväannos on 800 - 1000 milligrammaa (mg) ja lapsille 600 - 900 mg, mikä on erittäin tärkeää lapsille luuston intensiivisen kasvun vuoksi. Suurin osa kalsiumista, joka tulee ihmiskehoon ruoan mukana, löytyy maitotuotteista, loput kalsiumista lihasta, kalasta ja joistakin kasviperäisistä ruoista (erityisesti palkokasvit ovat runsaasti). Imeytyminen tapahtuu sekä paksu- että ohutsuolessa, ja sitä helpottaa hapan ympäristö, D- ja C-vitamiini, laktoosi ja tyydyttymättömät rasvahapot. Magnesiumin rooli kalsiumin aineenvaihdunnassa on myös tärkeä, sillä sen puutteessa kalsium "pestään pois" luista ja kerääntyy munuaisiin (munuaiskiviin) ja lihaksiin.

Aspiriini, oksaalihappo ja estrogeenijohdannaiset estävät kalsiumin assimilaatiota. Yhdessä oksaalihapon kanssa kalsium antaa veteen liukenemattomia yhdisteitä, jotka ovat munuaiskivien komponentteja.

Kalsiumiin liittyvien prosessien suuren määrän vuoksi kalsiumin pitoisuutta veressä säädellään tarkasti, ja oikealla ravinnolla puutetta ei esiinny. Pitkäaikainen poissaolo ruokavaliosta voi aiheuttaa kouristuksia, nivelkipuja, uneliaisuutta, kasvuhäiriöitä ja ummetusta. Syvempi puute johtaa pysyviin lihaskrampiin ja osteoporoosiin. Kahvin ja alkoholin väärinkäyttö voi olla syynä kalsiumin puutteeseen, koska osa siitä erittyy virtsaan.

Liialliset kalsiumin ja D-vitamiinin annokset voivat aiheuttaa hyperkalsemiaa, jota seuraa luiden ja kudosten voimakas kalkkeutuminen (joka vaikuttaa pääasiassa virtsatiejärjestelmään). Pitkäaikainen ylimäärä häiritsee lihas- ja hermokudosten toimintaa, lisää veren hyytymistä ja vähentää sinkin imeytymistä luusoluihin. Suurin päivittäinen turvallinen annos aikuiselle on 1500-1800 milligrammaa.

Tuotteet Kalsium, mg/100 g

Seesami 783

Nokkonen 713

Malvametsä 505

Plantain iso 412

Galinsoga 372

Sardiinit öljyssä 330

Budra Ivy 289

Koiran ruusunmarja 257

Manteli 252

Plantain lansolaattinen. 248

Hasselpähkinä 226

Amarantin siemenet 214

Vesikrassi 214

Kuivatut soijapavut 201

Alle 3-vuotiaat lapset - 600 mg.

4-10-vuotiaat lapset - 800 mg.

10-13-vuotiaat lapset - 1000 mg.

13-16-vuotiaat nuoret - 1200 mg.

Nuoret 16 ja vanhemmat - 1000 mg.

25-50-vuotiaat aikuiset - 800-1200 mg.

Raskaana olevat ja imettävät naiset - 1500-2000 mg.

Johtopäätös

Kalsium on yksi runsaimmista alkuaineista maan päällä. Sitä on paljon luonnossa: vuoristot ja savikivet muodostuvat kalsiumsuoloista, sitä löytyy meri- ja jokivedestä ja se on osa kasvi- ja eläinorganismeja.

Kalsium ympäröi jatkuvasti kaupunkilaisia: melkein kaikki tärkeimmät rakennusmateriaalit - betoni, lasi, tiili, sementti, kalkki - sisältävät tämän alkuaineen merkittäviä määriä.

Luonnollisesti kalsiumia, jolla on tällaisia ​​kemiallisia ominaisuuksia, ei löydy luonnosta vapaana. Mutta kalsiumyhdisteistä - sekä luonnollisista että keinotekoisista - on tullut ensiarvoisen tärkeitä.

Bibliografia

1. Toimituslautakunta: Knunyants I. L. (päätoimittaja) Chemical Encyclopedia: 5 osaa - Moskova: Soviet Encyclopedia, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 s.

2. Doronin. N. A. Kaltsy, Goshimizdat, 1962. 191 sivua kuvineen.

3. Dotsenko VA. - Terapeuttinen ja ennaltaehkäisevä ravitsemus. - K. ravitsemus, 2001 - N1-s. 21-25

4. Bilezikian J. P. Kalsium ja luun aineenvaihdunta // Teoksessa: K. L. Becker, toim.

www.e-ng.ru

tieteen maailma

Kalsium on kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän ryhmän 4 pääalaryhmän II metallialkuaine. Se kuuluu maa-alkalimetallien perheeseen. Kalsiumatomin ulkoinen energiataso sisältää 2 s-elektroniparia

Mitä hän pystyy antamaan energisesti kemiallisten vuorovaikutusten aikana. Kalsium on siis pelkistävä aine ja sen yhdisteiden hapetusaste on +2. Luonnossa kalsiumia esiintyy vain suoloina. Kalsiumin massaosuus maankuoressa on 3,6 %. Pääasiallinen luonnollinen kalsiummineraali on kalsiitti CaCO3 ja sen lajikkeet - kalkkikivi, liitu, marmori. On myös eläviä organismeja (esimerkiksi korallit), joiden runko koostuu pääasiassa kalsiumkarbonaatista. Tärkeitä kalsiummineraaleja ovat myös dolomiitti CaCO3 MgCO3, fluoriitti CaF2, kipsi CaSO4 2h3O, apatiitti, maasälpä jne. Kalsiumilla on tärkeä rooli elävien organismien elämässä. Kalsiumin massaosa ihmiskehossa on 1,4-2%. Se on osa hampaita, luita, muita kudoksia ja elimiä, osallistuu veren hyytymisprosessiin, stimuloi sydämen toimintaa. Jotta elimistö saa riittävästi kalsiumia, on välttämätöntä kuluttaa maitoa ja maitotuotteita, vihreitä vihanneksia, kalaa Yksinkertainen aine kalsium on tyypillinen hopeanvalkoinen metalli. Se on melko kova, muovinen, sen tiheys on 1,54 g/cm3 ja sulamispiste 842? C. Kemiallisesti kalsium on erittäin aktiivista. Normaaleissa olosuhteissa se on helposti vuorovaikutuksessa ilman hapen ja kosteuden kanssa, joten se varastoidaan hermeettisesti suljetuissa astioissa. Ilmassa kuumennettaessa kalsium syttyy ja muodostaa oksidin: 2Ca + O2 = 2CaO Kalsium reagoi kuumennettaessa kloorin ja bromin kanssa ja kylmässäkin fluorin kanssa. Näiden reaktioiden tuotteet ovat vastaavia halogenideja, esim.: Ca + Cl2 = CaCl2 Kun kalsiumia kuumennetaan rikillä, muodostuu kalsiumsulfidia: Ca + S = CaS Kalsium voi reagoida myös muiden ei-metallien kanssa Vuorovaikutus veden kanssa johtaa huonoliukoisen kalsiumhydroksidin muodostumiseen ja kaasumaisen vedyn kehittymiseen: Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3 Kalsiummetallia käytetään laajalti. Sitä käytetään roskisnik-aineena terästen ja metalliseosten valmistuksessa, pelkistimenä joidenkin tulenkestävien metallien valmistuksessa.

Kalsiumia saadaan elektrolyysillä kalsiumkloridisulasta. Siten Humphry Davy hankki kalsiumin ensimmäisen kerran vuonna 1808.

worldofscience.ru

Luuranko koostuu siitä, mutta elimistö ei pysty tuottamaan elementtiä itse. Kyse on kalsiumista. Aikuisten naisten ja miesten on saatava vähintään 800 milligrammaa maa-alkalimetallia päivässä. On mahdollista uuttaa se kaurapuuroista, hasselpähkinöistä, maidosta, ohrarouheista, smetanasta, papuista, manteleista.

Kalsium löytyy herneistä, sinappista, raejuustosta. Totta, jos yhdistät ne makeisiin, kahviin, kolaan ja oksaalihappopitoisiin ruokiin, alkuaineen sulavuus laskee.

Mahalaukun ympäristö muuttuu emäksiseksi, kalsium vangitaan liukenemattomaksi ja erittyy elimistöstä. Luut ja hampaat alkavat hajota. Mitä elementissä on, koska siitä on tullut yksi tärkeimmistä eläville olennoille, ja onko aineelle käyttöä niiden organismien ulkopuolella?

Kalsiumin kemialliset ja fysikaaliset ominaisuudet

Jaksotaulukossa elementti on sijalla 20. Se on 2. ryhmän pääalaryhmässä. Ajanjakso, johon kalsium kuuluu, on 4. Tämä tarkoittaa, että aineen atomilla on 4 elektronista tasoa. Niissä on 20 elektronia, mikä ilmaistaan ​​elementin atominumerolla. Se todistaa myös latauksestaan ​​- +20.

kalsiumia kehossa, kuten luonnossa, on maa-alkalimetalli. Tämä tarkoittaa, että puhtaassa muodossaan elementti on hopeanvalkoinen, kiiltävä ja kevyt. Maa-alkalimetallien kovuus on korkeampi kuin alkalimetallien.

Kalsiumindeksi on noin 3 pistettä. Esimerkiksi kipsillä on sama kovuus. 20. elementti leikataan veitsellä, mutta paljon vaikeampaa kuin mikään yksinkertainen alkalimetalli.

Mitä tarkoittaa nimi "alkalimaa"? Joten alkemistit kutsuivat kalsiumia ja muita hänen ryhmänsä metalleja. He kutsuivat alkuaineiden oksideja maadoiksi. Aineiden oksidit kalsiumryhmät tee vesi emäksiseksi.

Radiumia, bariumia ja 20. alkuainetta ei kuitenkaan löydy vain yhdessä hapen kanssa. Luonnossa on monia kalsiumsuoloja. Tunnetuin niistä on mineraalikalsiitti. Metallin hiilihappomuoto on pahamaineinen liitu, kalkkikivi ja kipsi. Jokainen niistä on kalsiumkarbonaatti.

20. alkuaine sisältää myös haihtuvia yhdisteitä. Ne värjäävät liekin oranssinpunaiseksi, josta tulee yksi aineiden tunnistamisen merkkiaine.

Kaikki maa-alkalimetallit palavat helposti. Normaalit olosuhteet riittävät, jotta kalsium voisi reagoida hapen kanssa. Vain luonnossa alkuainetta ei esiinny puhtaassa muodossaan, vain yhdisteinä.

Kalsiumoksi- kalvo, joka peittää metallin, jos se on ilmassa. Pinnoite on kellertävä. Se ei sisällä vain tavallisia oksideja, vaan myös peroksideja, nitridejä. Jos kalsium ei ole alttiina ilmalle vaan vedelle, se syrjäyttää vedyn siitä.

Samaan aikaan sakka kalsiumhydroksidi. Puhtaan metallin jäännökset kelluvat pintaan vetykuplien työntämänä. Sama järjestelmä toimii happojen kanssa. Esimerkiksi suolahapolla se saostuu kalsiumkloridi ja vetyä vapautuu.

Jotkut reaktiot vaativat kohotettuja lämpötiloja. Jos lämpötila nousee 842 asteeseen, kalsiumia voi sulaa. 1484 celsiusasteikolla metalli kiehuu.

kalsiumliuos, kuten puhdas alkuaine, johtaa hyvin lämpöä ja sähkövirtaa. Mutta jos aine on erittäin kuuma, metalliset ominaisuudet menetetään. Eli niitä ei ole sulassa eikä kaasumaisessa kalsiumissa.

Ihmiskehossa elementtiä edustavat sekä kiinteät että nestemäiset aggregaatiotilat. Pehmennetty kalsiumvesi, joka on mukana, siirtyy helpommin. Luiden ulkopuolella on vain 1 % 20. aineesta.

Sen kuljettamisella kudosten läpi on kuitenkin tärkeä rooli. Veren kalsium säätelee lihasten, mukaan lukien sydänlihaksen, supistumista, ylläpitää normaalia verenpainetta.

Kalsiumin käyttö

Puhtaassa muodossaan metallia käytetään. Ne menevät akkuverkkoihin. Kalsiumin läsnäolo lejeeringissä vähentää akkujen itsepurkautumista 10-13%. Tämä on erityisen tärkeää kiinteissä malleissa. Laakerit on myös valmistettu lyijyn ja 20. elementin seoksesta. Yhtä lejeeringistä kutsutaan laakeriksi.

Kuvassa kalsiumia sisältäviä ruokia.

Maa-alkalimetallia lisätään teräkseen puhdistamaan seoksen rikkiepäpuhtaudet. Kalsiumin pelkistävät ominaisuudet ovat hyödyllisiä myös uraanin, kromin, cesiumin, rubidiumin valmistuksessa.

Millaista kalsiumia käytetään rautametalurgiassa? Kaikki yhtä puhtaita. Ero on elementin tarkoituksessa. Nyt hän näyttelee roolia. Se on seosten lisäaine, joka alentaa niiden muodostumisen lämpötilaa ja helpottaa kuonan erottamista. kalsiumrakeita nukahtaa sähkötyhjiölaitteisiin poistaakseen niistä ilmajäämät.

Kalsiumin 48. isotoopilla on kysyntää ydinvoimalaitoksissa. Siellä valmistetaan superraskaita elementtejä. Raaka-aineet saadaan ydinkiihdyttimillä. Hajota ne ionien avulla - eräänlaisilla ammuksilla. Jos Ca48 toimii roolissaan, synteesin tehokkuus kasvaa satoja kertoja verrattuna muiden aineiden ionien käyttöön.

Optiikassa 20. alkuaine arvostetaan jo yhdisteinä. Fluoridista ja kalsiumvolframaattista tulee tähtitieteellisten instrumenttien linssejä, objektiiveja ja prismoja. Mineraaleja löytyy myös lasertekniikasta.

Geologit kutsuvat kalsiumfluoridia fluoriittiksi ja volframidia scheeliittiksi. Optiselle teollisuudelle valitaan niiden yksittäiskiteet, eli erilliset, suuret aggregaatit, joilla on jatkuva hila ja selkeä muoto.

Lääketieteessä he eivät myöskään määrää puhdasta metallia, vaan siihen perustuvia aineita. Ne imeytyvät elimistöön helpommin. Kalsiumglukonaatti- halvin lääke osteoporoosiin. huume" Kalsium Magnesium"määrätty nuorille, raskaana oleville naisille ja vanhuksille.

He tarvitsevat ravintolisät tarjotakseen kehon lisääntyneen tarpeen 20. elementille välttääkseen kehityspatologioita. Kalsium-fosfori-aineenvaihdunta säätelee "Kalsium D3". Tuotteen nimessä oleva "D3" tarkoittaa D-vitamiinia. Se on harvinainen, mutta välttämätön täydelliselle imeytymiselle kalsiumia.

Ohje kohtaan "Calcium nycomed3" osoittaa, että lääke kuuluu yhdistelmävaikutteisiin farmaseuttisiin formulaatioihin. Samaa sanotaan aiheesta kalsiumkloridi. Se ei vain korvaa 20. elementin puutetta, vaan myös säästää myrkytystä ja pystyy myös korvaamaan veriplasman. Joissakin patologisissa olosuhteissa tämä voi olla tarpeen.

Apteekeissa lääke " Kalsium on happo askorbiini". Tällainen duetto on määrätty raskauden aikana, imetyksen aikana. Teini-ikäiset tarvitsevat myös lisäravintoa.

Kalsiumin uuttaminen

kalsiumia elintarvikkeissa, mineraalit, yhdisteet, ihmiskunnan tuntemat muinaisista ajoista lähtien. Puhtaassa muodossaan metalli eristettiin vasta vuonna 1808. Onni suosi Humphrey Davya. Englantilainen fyysikko loi kalsiumia elektrolyysillä elementin sulaista suoloista. Tätä menetelmää käytetään edelleen.

Teolliset turvautuvat kuitenkin useammin toiseen menetelmään, joka löydettiin Humphreyn tutkimuksen jälkeen. Kalsium pelkistyy sen oksidista. Reaktio aloitetaan joskus jauheella. Vuorovaikutus tapahtuu tyhjiöolosuhteissa korotetuissa lämpötiloissa. Ensimmäistä kertaa kalsiumia eristettiin tällä tavalla viime vuosisadan puolivälissä Yhdysvalloissa.

Kalsiumin hinta

Metallisen kalsiumin valmistajia on vähän. Joten Venäjällä Chapetskyn mekaaninen tehdas harjoittaa pääasiassa toimituksia. Se sijaitsee Udmurtiassa. Yritys harjoittaa metallirakeiden, lastujen ja paakkujen kauppaa. Raaka-ainetonnin hintalappu on noin 1500 dollaria.

Tuotetta tarjoavat myös jotkut kemian laboratoriot, esimerkiksi Russian Chemist Society. Lopuksi tarjoaa 100 gramman kalsiumia. Arvostelut todistaa, että se on jauhe öljyn alla. Yhden paketin hinta on 320 ruplaa.

Aidon kalsiumin ostotarjousten lisäksi sen tuotantoa koskevia liiketoimintasuunnitelmia myydään myös Internetissä. Noin 70 sivusta teoreettisista laskelmista he pyytävät noin 200 ruplaa. Suurin osa suunnitelmista on laadittu vuonna 2015, eli ne eivät ole vielä menettäneet merkitystään.

Kalsium on kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän toisen ryhmän pääalaryhmän alkuaine, jonka atominumero on 20. Se on merkitty symbolilla Ca (lat. Calcium). Yksinkertainen aine kalsium (CAS-numero: 7440-70-2) on pehmeä, reaktiivinen, hopeanvalkoinen maa-alkalimetalli.

Nimen historia ja alkuperä

Elementin nimi tulee lat. calx (genitiivissä calcis) - "kalkki", "pehmeä kivi". Sitä ehdotti englantilainen kemisti Humphrey Davy, joka vuonna 1808 eristi kalsiummetallin elektrolyyttisellä menetelmällä. Davy elektrolysoi märän sammutetun kalkin seoksen elohopeaoksidilla HgO platinalevyllä, joka oli anodi. Nestemäiseen elohopeaan upotettu platinalanka toimi katodina. Elektrolyysin tuloksena saatiin kalsiumamalgaamia. Ajettuaan pois elohopean siitä Davy sai metallin nimeltä kalsium.
Kalsiumyhdisteitä - kalkkikiveä, marmoria, kipsiä (sekä kalkkia - kalkkikiven palamisen tuotetta) on käytetty rakentamisessa useita vuosituhansia sitten. 1700-luvun loppuun asti kemistit pitivät kalkkia yksinkertaisena kappaleena. Vuonna 1789 A. Lavoisier ehdotti, että kalkki, magnesiumoksidi, bariitti, alumiinioksidi ja piidioksidi ovat monimutkaisia ​​aineita.

Kuitti

Vapaata metallista kalsiumia saadaan elektrolyysillä sulasta, joka koostuu CaCl 2:sta (75-80 %) ja KCl:sta tai CaCl 2:sta ja CaF 2:sta, sekä CaO:n aluminotermisestä pelkistämisestä 1170-1200 °C:ssa:
4CaO + 2Al → CaAl 2O 4 + 3Ca.

Fyysiset ominaisuudet

Kalsiummetallia on kahdessa allotrooppisessa muunnelmassa. 443 °C:seen asti α-Ca, jossa on kuutiomainen pintakeskeinen hila, on stabiili (parametri a = 0,558 nm), yli β-Ca on stabiili α-Fe-tyyppisellä kuutiokappalekeskeisellä hilassa (parametri a = 0,448). nm). α → β -siirtymän standardientalpia ΔH 0 on 0,93 kJ/mol.
Paineen asteittaisen nousun myötä se alkaa näyttää puolijohteen ominaisuuksia, mutta siitä ei tule puolijohtetta sanan täydessä merkityksessä (sekään ei ole enää metalli). Paineen lisääntyessä se palaa metalliseen tilaan ja alkaa osoittaa suprajohtavia ominaisuuksia (suprajohtavuuden lämpötila on kuusi kertaa korkeampi kuin elohopealla ja ylittää huomattavasti kaikki muut elementit johtavuudessa). Kalsiumin ainutlaatuinen käyttäytyminen on monella tapaa samanlainen kuin strontiumilla (eli jaksollisen taulukon rinnakkaiset säilyvät).

Kemialliset ominaisuudet

Kalsium on tyypillinen maa-alkalimetalli. Kalsiumin kemiallinen aktiivisuus on korkea, mutta pienempi kuin kaikkien muiden maa-alkalimetallien. Se reagoi helposti ilman hapen, hiilidioksidin ja kosteuden kanssa, minkä vuoksi kalsiummetallin pinta on yleensä himmeän harmaa, joten kalsiumia varastoidaan yleensä laboratoriossa muiden maa-alkalimetallien tapaan tiiviisti suljetussa purkissa kerroksen alla. kerosiinia tai nestemäistä parafiinia.

Kalsium on hyvin yleinen luonnossa erilaisten yhdisteiden muodossa. Maankuoressa se sijoittuu viidenneksi ja sen osuus on 3,25 %, ja sitä esiintyy useimmiten kalkkikiven CaCO3, dolomiitin CaCO3 * MgCO3, kipsin CaSO4 * 2H2O, fosforiitin Ca3 (PO4) 2 ja fluorisälpä CaF2 muodossa. kalsiumin osuus silikaattikivien koostumuksessa. Merivesi sisältää keskimäärin 0,04 % (w/w) kalsiumia

Kalsiumin fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet

Kalsium kuuluu jaksollisen alkuainejärjestelmän ryhmän II maa-alkalimetallien alaryhmään; sarjanumero 20, atomipaino 40,08, valenssi 2, atomitilavuus 25,9. Kalsiumin isotoopit: 40 (97 %), 42 (0,64 %), 43 (0,15 %), 44 (2,06 %), 46 (0,003 %), 48 (0,185 %). Kalsiumatomin elektroninen rakenne: 1s2, 2s2p6, 3s2p6, 4s2. Atomin säde on 1,97 A, ionin säde on 1,06 A. Jopa 300 ° kalsiumkiteet ovat kuution muotoisia, joissa on keskitetyt pinnat ja sivun koko 5,53 A, yli 450 ° - kuusikulmainen muoto. Kalsiumin ominaispaino on 1,542, sulamispiste 851°, kiehumispiste 1487°, sulamislämpö 2,23 kcal/mol, höyrystymislämpö 36,58 kcal/mol. Kiinteän kalsiumin atomilämpökapasiteetti Cp = 5,24 + 3,50*10v-3 T lämpötilassa 298-673°K ja Cp = 6,29+1,40*10v-3T lämpötilassa 673-1124°K; nestemäiselle kalsiumille Cp = 7,63. Kiinteän kalsiumin entropia 9,95 ± 1, kaasumainen lämpötilassa 25° 37,00 ± 0,01.
Kiinteän kalsiumin höyrynpainetta tutki Yu.A. Priselkov ja A.N. Nesmeyanov, P. Douglas ja D. Tomlin. Tyydyttyneen kalsiumhöyryn elastisuusarvot on annettu taulukossa. yksi.

Lämmönjohtavuuden suhteen kalsium lähestyy natriumia ja kaliumia, 20-100 °:n lämpötiloissa lineaarinen laajenemiskerroin on 25 * 10v-6, 20 °:ssa sähkövastus on 3,43 μ ohm / cm3, 0 - 100 ° Sähkövastuksen lämpötilakerroin on 0,0036. Sähkökemiallinen ekvivalentti 0,74745 g/a*h. Kalsiumin vetolujuus 4,4 kg/mm2, Brinell-kovuus 13, venymä 53%, vähennyssuhde 62%.
Kalsium on väriltään hopeanvalkoinen, kiiltää rikkoutuessaan. Ilmassa metalli on peitetty ohuella siniharmaalla nitridi-, oksidi- ja osittain kalsiumperoksidikalvolla. Kalsium on joustavaa ja muokattavaa; sitä voidaan työstää sorvilla, porata, leikata, sahata, puristaa, vetää jne. Mitä puhtaampi metalli, sitä suurempi on sen sitkeys.
Jännitteiden sarjassa kalsium sijaitsee elektronegatiivisimpien metallien joukossa, mikä selittää sen korkean kemiallisen aktiivisuuden. Huoneenlämmössä kalsium ei reagoi kuivan ilman kanssa, 300 °:ssa ja sen yläpuolella se hapettuu voimakkaasti, ja voimakkaalla kuumennuksella se palaa kirkkaalla oranssinpunaisella liekillä. Kosteassa ilmassa kalsium hapettuu vähitellen muuttuen hydroksidiksi; se reagoi suhteellisen hitaasti kylmän veden kanssa, mutta syrjäyttää voimakkaasti vetyä kuumasta vedestä muodostaen hydroksidia.
Typpi reagoi merkittävästi kalsiumin kanssa 300°:ssa ja erittäin intensiivisesti 900°:ssa muodostaen nitridin Ca3N2:ta. Vedyn kanssa lämpötilassa 400 °C kalsium muodostaa CaH2-hydridin. Kuivilla halogeeneilla, fluoria lukuun ottamatta, kalsium ei sitoudu huoneenlämpötilassa; intensiivistä halogenidien muodostumista tapahtuu 400°:ssa ja sen yläpuolella.
Vahvat rikkihapot (65-60 ° Be) ja typpihapot vaikuttavat heikosti puhtaaseen kalsiumiin. Mineraalihappojen vesiliuoksista kloorivetyhappo, vahvasti typpihappo ja heikosti rikkihappo vaikuttavat erittäin voimakkaasti. Konsentroiduissa NaOH-liuoksissa ja soodaliuoksissa kalsium ei juuri tuhoudu.

Sovellus

Kalsiumia käytetään yhä enemmän eri teollisuudenaloilla. Viime aikoina se on saavuttanut suuren merkityksen pelkistysaineena useiden metallien valmistuksessa. Puhdasta uraanimetallia saadaan pelkistämällä uraanifluoridia kalsiummetallilla. Titaanioksideja, samoin kuin zirkoniumin, toriumin, tantaalin, niobiumin ja muiden harvinaisten metallien oksideja, voidaan pelkistää kalsiumilla tai sen hydrideillä. Kalsium on hyvä hapettimen ja kaasunpoistoaineena kuparin, nikkelin, kromi-nikkeli-seosten, erikoisterästen, nikkeli- ja tinapronssien valmistuksessa, se poistaa rikkiä, fosforia ja hiiltä metalleista ja seoksista.
Kalsium muodostaa vismutin kanssa tulenkestäviä yhdisteitä, joten sitä käytetään lyijyn puhdistamiseen vismutista.
Kalsiumia lisätään erilaisiin kevyisiin seoksiin. Se parantaa harkon pinnan laatua, hienoutta ja vähentää hapettuvuutta. Kalsiumia sisältäviä laakeriseoksia käytetään laajalti. Lyijylejeeringeistä (0,04 % Ca) voidaan valmistaa kaapelin vaippaa.
Kalsiumia käytetään alkoholien kuivatukseen ja liuottimia öljytuotteiden rikinpoistoon. Kalsium-sinkkiseoksia tai sinkki-magnesiumseoksia (70 % Ca) käytetään korkealaatuisen huokoisen betonin valmistukseen. Kalsium on osa kitkaa vähentäviä seoksia (lyijy-kalsiumbabitit).
Happea ja typpeä sitovan kyvyn ansiosta kalsiumia tai kalsiumlejeeringejä natriumin ja muiden metallien kanssa käytetään jalokaasujen puhdistamiseen ja tyhjiöradiolaitteissa sitojana. Kalsiumia käytetään myös hydridin valmistukseen, joka on vedyn lähde kentällä. Hiilen kanssa kalsium muodostaa kalsiumkarbidia CaC2, jota käytetään suuria määriä asetyleeni C2H2:n valmistukseen.

Kehityksen historia

Devi sai ensimmäisen kerran kalsiumia amalgaamin muodossa vuonna 1808 käyttämällä märän kalkin elektrolyysiä elohopeakatodilla. Bunsen sai vuonna 1852 korkean kalsiumpitoisuuden sisältävän amalgaamin elektrolyysillä kalsiumkloridin suolahappoliuosta. Bunsen ja Mathyssen saivat vuonna 1855 puhdasta kalsiumia CaCl2:n elektrolyysillä ja Moissan CaF2:n elektrolyysillä. Vuonna 1893 Borchers paransi merkittävästi kalsiumkloridin elektrolyysiä käyttämällä katodijäähdytystä; Arndt vuonna 1902 sai elektrolyysillä metallin, joka sisälsi 91,3 % Ca. Ruff ja Plata käyttivät CaCl2:n ja CaF2:n seosta alentamaan elektrolyysilämpötilaa; Borchers ja Stockem saivat sienen kalsiumin sulamispisteen alapuolella.
Rathenau ja Süter ratkaisivat kalsiumin elektrolyyttisen tuotannon ongelman ehdottamalla elektrolyysimenetelmää kosketuskatodilla, josta tuli pian teollinen. On tehty monia ehdotuksia ja yrityksiä saada kalsiumlejeeringit elektrolyysillä, erityisesti nestemäisellä katodilla. Mukaan F.O. Banzel, on mahdollista saada kalsiumlejeeringit CaF2:n elektrolyysillä lisäämällä muiden metallien suoloja tai fluoroksideja. Poulenet ja Melan saivat Ca-Al-lejeeringin nestemäisellä alumiinikatodilla; Kugelgen ja Seward tuottivat Ca-Zn-seoksen sinkkikatodilla. Ca-Zn-seosten valmistusta tutkivat vuonna 1913 V. Moldengauer ja J. Andersen, jotka myös saivat Pb-Ca-lejeeringit lyijykatodilla. Koba, Simkins ja Gire käyttivät 2000 A lyijykatodikennoa ja tuottivat metalliseoksen, jossa oli 2 % Ca 20 % virran hyötysuhteella. I. Tselikov ja V. Wazinger lisäsivät NaCl:a elektrolyyttiin natriumseoksen saamiseksi; R.R. Syromyatnikov sekoitti metalliseosta ja saavutti 40-68 % virran hyötysuhteen. Kalsiumlejeeringit lyijyn, sinkin ja kuparin kanssa valmistetaan elektrolyysillä teollisessa mittakaavassa.
Terminen menetelmä kalsiumin saamiseksi on herättänyt suurta kiinnostusta. Oksidien aluminotermisen pelkistyksen löysi vuonna 1865 H.H. Beketov. Vuonna 1877 Malet havaitsi kalsiumin, bariumin ja strontiumoksidien seoksen vuorovaikutuksen alumiinin kanssa kuumennettaessa. Winkler yritti pelkistää näitä samoja oksideja magnesiumilla; Bilz ja Wagner, pelkistämällä kalsiumoksidia tyhjiössä alumiinilla, saivat alhaisen metallisaannon. Gunz saavutti vuonna 1929 parhaat tulokset. A.I. Voinitsky vuonna 1938 pelkisti kalsiumoksidia alumiinilla ja piimetalliseoksilla laboratoriossa. Menetelmä patentoitiin vuonna 1938. Toisen maailmansodan lopussa lämpömenetelmää käytettiin teollisesti.
Vuonna 1859 Caron ehdotti menetelmää natriumseosten saamiseksi maa-alkalimetallien kanssa käyttämällä metallista natriumia niiden klorideihin. Tämän menetelmän mukaan kalsiumia (ja bariinia) saadaan seoksessa lyijyn kanssa.Toiseen maailmansotaan asti kalsiumin teollinen tuotanto elektrolyysillä tapahtui Saksassa ja Fraktiossa. Biterfeldissä (Saksa) tuotettiin 5-10 tonnia kalsiumia vuosittain vuosina 1934-1939. USA:n kalsiumin kysyntä katettiin tuonnilla, joka oli 10-25 g vuodessa vuosina 1920-1940. Vuodesta 1940 lähtien, jolloin tuonti Ranskasta loppui, Yhdysvallat alkoi tuottaa itse merkittäviä määriä kalsiumia elektrolyysillä; sodan lopussa he alkoivat saada kalsiumia tyhjiölämpömenetelmällä; S. Loomiksen mukaan sen tuotanto oli 4,5 tonnia päivässä. Minerale Yarbukin mukaan Dominium Magnesium Kanadassa tuotti kalsiumia vuodessa:

Kalsiumin tuotannon laajuudesta viime vuosina ei ole tietoa.

17.12.2019

Far Cry -sarja miellyttää edelleen pelaajiaan vakaudella. Niin kauan on selvää, mitä sinun tulee tehdä tässä pelissä. Metsästystä, selviytymistä, pyydystämistä...

16.12.2019

Asuintilan suunnittelua luotaessa on kiinnitettävä erityistä huomiota olohuoneen sisustukseen - siitä tulee "universumisi" keskus....

15.12.2019

On mahdotonta kuvitella talon rakentamista ilman rakennustelineitä. Tällaisia ​​rakenteita käytetään myös muilla talouden aloilla. KANSSA...

14.12.2019

Metallituotteiden pysyvän liittämisen menetelmänä hitsaus ilmestyi hieman yli sata vuotta sitten. Samalla sen merkitystä ei voi tällä hetkellä yliarvioida. AT...

14.12.2019

Ympäröivän tilan optimointi on erittäin tärkeää sekä pienille että suurille varastoille. Tämä yksinkertaistaa huomattavasti työtä ja tarjoaa...

13.12.2019

Metallitiili - metallimateriaali kattoon. Levyjen pinta on päällystetty polymeerimateriaaleilla ja sinkillä. Luonnollisia laattoja jäljittelee materiaali...

13.12.2019

Testauslaitteita on käytetty laajasti eri aloilla. Sen laadun on oltava moitteeton. Tämän tavoitteen saavuttamiseksi laitteet on varustettu...