Sisaldub kaltsium. Kaltsiumi aatom- ja molekulmass

Ufa Riiklik Nafta Tehnikaülikool

Üld- ja analüütilise keemia osakond

teemal: “Element kaltsium. Omadused, tootmine, rakendus"

Valmistas rühma BTS-11-01 õpilane Prokaev G.L.

Dotsent Krasko S.A.

Sissejuhatus

Nime ajalugu ja päritolu

Looduses olemine

Kviitung

Füüsikalised omadused

Keemilised omadused

Kaltsiummetalli rakendused

Kaltsiumiühendite kasutamine

Bioloogiline roll

Järeldus

Bibliograafia

Sissejuhatus

Kaltsium on teise rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljanda perioodi peamise alarühma element aatomnumbriga 20. Seda tähistatakse sümboliga Ca (lat. Calcium). Lihtaine kaltsium (CAS number: 7440-70-2) on pehme, reaktsioonivõimeline hõbevalge värvusega leelismuldmetall.

Kaltsiumi nimetatakse leelismuldmetalliks ja see on klassifitseeritud S-elemendiks. Väliselektroonilisel tasandil on kaltsiumil kaks elektroni, seega annab ta ühendeid: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 jne. Kaltsium on tüüpiline metall – sellel on kõrge afiinsus hapniku suhtes, ta redutseerib peaaegu kõik metallid nende oksiididest ja moodustab üsna tugeva aluse Ca(OH)2.

Vaatamata elemendi nr 20 üldlevinud esinemisele, pole isegi keemikud kõik elementaarset kaltsiumi näinud. Kuid see metall ei ole nii välimuse kui ka käitumise poolest sugugi sarnane leelismetallidega, millega kokkupuude on täis tulekahjude ja põletuste ohtu. Seda saab ohutult hoida õhu käes, see ei sütti veest.

Elementaarset kaltsiumi ei kasutata peaaegu kunagi struktuurimaterjalina. Ta on selleks liiga aktiivne. Kaltsium reageerib kergesti hapniku, väävli ja halogeenidega. Teatud tingimustel reageerib see isegi lämmastiku ja vesinikuga. Süsinikoksiidide keskkond, mis on enamiku metallide jaoks inertne, on kaltsiumi suhtes agressiivne. See põleb CO ja CO2 atmosfääris.

Nime ajalugu ja päritolu

Elemendi nimi pärineb latist. calx (genitiivis calcis) - “lubi”, “pehme kivi”. Selle pakkus välja inglise keemik Humphry Davy, kes eraldas 1808. aastal elektrolüütilise meetodiga kaltsiummetalli. Davy elektrolüüsis märja kustutatud lubja ja elavhõbeoksiidi HgO segu plaatinaplaadil, mis toimis anoodina. Katoodiks oli vedelasse elavhõbedasse sukeldatud plaatinatraat. Elektrolüüsi tulemusena saadi kaltsiumamalgaam. Olles sellest elavhõbedat destilleerinud, sai Davy metalli nimega kaltsium.

Kaltsiumiühendeid - lubjakivi, marmor, kips (aga ka lubi - lubjakivi kaltsineerimise saadus) on ehituses kasutatud juba mitu tuhat aastat tagasi. Kuni 18. sajandi lõpuni pidasid keemikud lubi lihtsaks tahkeks aineks. 1789. aastal väitis A. Lavoisier, et lubi, magneesiumoksiid, bariit, alumiiniumoksiid ja ränidioksiid on kompleksained.

Looduses olemine

Suure keemilise aktiivsuse tõttu ei esine kaltsiumi vabas vormis looduses.

Kaltsium moodustab 3,38% maakoore massist (hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel 5. kohal).

Isotoobid. Kaltsium esineb looduses kuue isotoobi seguna: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca ja 48Ca, millest kõige levinum - 40Ca - moodustab 96,97%.

Kaltsiumi kuuest looduslikust isotoobist viis on stabiilsed. Hiljuti avastati kuues isotoop, 48Ca, kuuest isotoobist raskeim ja väga haruldane (selle isotoopide arvukus on vaid 0,187%), mis läbib kahekordse beeta-lagunemise poolväärtusajaga 5,3. × 1019 aastat.

Kivimites ja mineraalides. Suurem osa kaltsiumist sisaldub mitmesuguste kivimite (graniidid, gneissid jne) silikaatides ja alumosilikaatides, eriti just päevakivis – Ca anortiidis.

Settekivimite kujul esindavad kaltsiumiühendid kriit ja lubjakivid, mis koosnevad peamiselt mineraalsest kaltsiidist (CaCO3). Kaltsiidi kristallilist vormi – marmorit – kohtab looduses palju vähem.

Üsna laialt on levinud kaltsiummineraalid nagu kaltsiit CaCO3, anhüdriit CaSO4, alabaster CaSO4 0,5H2O ja kips CaSO4 2H2O, fluoriit CaF2, apatiit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomiit MgCO3 CaCO3. Kaltsiumi- ja magneesiumisoolade olemasolu looduslikus vees määrab selle kareduse.

Maakoores jõuliselt rändav ja erinevatesse geokeemilistesse süsteemidesse akumuleeruv kaltsium moodustab 385 mineraali (mineraalide arvult neljas).

Ränne maapõues. Kaltsiumi loomulikus migratsioonis mängib olulist rolli "karbonaadi tasakaal", mis on seotud kaltsiumkarbonaadi ja vee ja süsinikdioksiidi interaktsiooni pöörduva reaktsiooniga lahustuva vesinikkarbonaadi moodustumisega:

CaCO3 + H2O + CO2 ↔ Ca (HCO3)2 ↔ Ca2+ + 2HCO3ˉ

(tasakaal nihkub sõltuvalt süsihappegaasi kontsentratsioonist vasakule või paremale).

Biogeenne ränne. Biosfääris leidub kaltsiumiühendeid peaaegu kõigis loomade ja taimede kudedes (vt ka allpool). Märkimisväärne kogus kaltsiumi leidub elusorganismides. Seega on hüdroksüapatiit Ca5(PO4)3OH või teises kirjes 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2 selgroogsete, sealhulgas inimeste luukoe alus; Paljude selgrootute kestad ja kestad, munakoored jne on valmistatud kaltsiumkarbonaadist CaCO3.Inimeste ja loomade eluskudedes on Ca 1,4-2% (massiosa järgi); 70 kg kaaluvas inimkehas on kaltsiumisisaldus umbes 1,7 kg (peamiselt luukoe rakkudevahelises aines).

Kviitung

Vaba metalliline kaltsium saadakse CaCl2-st (75-80%) ja KCl-st või CaCl2-st ja CaF2-st koosneva sulandi elektrolüüsil, samuti CaO aluminotermilisel redutseerimisel temperatuuril 1170-1200 °C:

CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Samuti on välja töötatud meetod kaltsiumi tootmiseks kaltsiumkarbiidi CaC2 termilise dissotsiatsiooni teel

Füüsikalised omadused

Kaltsiummetall esineb kahe allotroopse modifikatsioonina. Stabiilne kuni 443°C α -Ca kuupvõrega, suurem stabiilsus β-Ca kuubikujulise kehakeskse võretüübiga α - Fe. Standardne entalpia ΔH0 üleminek α → β on 0,93 kJ/mol.

Kaltsium on hõbevalge värvusega kerge metall (d = 1,55). See on kõvem ja sulab kõrgemal temperatuuril (851 ° C) võrreldes naatriumiga, mis asub perioodilisuse tabelis selle kõrval. Seda seletatakse asjaoluga, et metallis on kaks elektroni kaltsiumiooni kohta. Seetõttu on ioonide ja elektrongaasi vaheline keemiline side tugevam kui naatriumil. Keemiliste reaktsioonide käigus kanduvad kaltsiumi valentselektronid üle teiste elementide aatomitele. Sel juhul moodustuvad kahekordse laenguga ioonid.

Keemilised omadused

Kaltsium on tüüpiline leelismuldmetall. Kaltsiumi keemiline aktiivsus on kõrge, kuid madalam kui kõigil teistel leelismuldmetallidel. See reageerib kergesti õhus oleva hapniku, süsihappegaasi ja niiskusega, mistõttu on kaltsiummetalli pind tavaliselt tuhmhall, mistõttu laboris säilitatakse kaltsiumi, nagu ka teisi leelismuldmetalle, tihedalt suletud purgis kihi all. petrooleumi või vedela parafiiniga.

Standardpotentsiaalide seerias asub kaltsium vesinikust vasakul. Ca2+/Ca0 paari standardne elektroodipotentsiaal on –2,84 V, seega reageerib kaltsium veega aktiivselt, kuid ilma süttimiseta:

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

Kaltsium reageerib normaalsetes tingimustes aktiivsete mittemetallidega (hapnik, kloor, broom):

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

Õhus või hapnikus kuumutamisel kaltsium süttib. Kaltsium reageerib kuumutamisel vähemaktiivsete mittemetallidega (vesinik, boor, süsinik, räni, lämmastik, fosfor ja teised), näiteks:

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

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

Ca + 2P = Ca3P2 (kaltsiumfosfiid),

tuntud on ka kaltsiumfosfiidid koostisega CaP ja CaP5;

Ca + Si = Ca2Si (kaltsiumsilitsiid),

Tuntud on ka kaltsiumi silitsiidid koostisega CaSi, Ca3Si4 ja CaSi2.

Ülaltoodud reaktsioonide esinemisega kaasneb reeglina suure hulga soojuse eraldumine (st need reaktsioonid on eksotermilised). Kõigis mittemetallidega ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2. Enamik kaltsiumiühendeid mittemetallidega laguneb kergesti vee toimel, näiteks:

CaH2+ 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2,N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.

Ca2+ ioon on värvitu. Kui leegile lisada lahustuvaid kaltsiumisoolasid, muutub leek telliskivipunaseks.

Kaltsiumisoolad nagu CaCl2 kloriid, CaBr2 bromiid, CaI2 jodiid ja Ca(NO3)2 nitraat lahustuvad vees hästi. Vees ei lahustu fluoriid CaF2, karbonaat CaCO3, sulfaat CaSO4, ortofosfaat Ca3(PO4)2, oksalaat CaC2O4 ja mõned teised.

On oluline, et erinevalt kaltsiumkarbonaadist CaCO3 on happeline kaltsiumkarbonaat (vesinikkarbonaat) Ca(HCO3) 2 vees lahustuv. Looduses viib see järgmiste protsessideni. Kui külm vihm või süsinikdioksiidiga küllastunud jõevesi tungib maa alla ja langeb lubjakivile, täheldatakse nende lahustumist:

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

Samades kohtades, kus kaltsiumvesinikkarbonaadiga küllastunud vesi tuleb maa pinnale ja päikesekiirte toimel soojendatakse, toimub vastupidine reaktsioon:

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

Nii kanduvad looduses üle suured ainete massid. Selle tulemusena võivad maa alla tekkida tohutud tühimikud ning koobastesse tekivad kaunid kivijääpurikad - stalaktiidid ja stalagmiidid.

Vees lahustunud kaltsiumvesinikkarbonaadi olemasolu määrab suuresti vee ajutise kareduse. Seda nimetatakse ajutiseks, kuna vee keemisel vesinikkarbonaat laguneb ja CaCO3 sadestub. See nähtus toob kaasa näiteks asjaolu, et veekeetjasse tekib aja jooksul katlakivi.

kaltsiummetalli keemiline füüsikaline

Kaltsiummetalli peamine kasutusala on redutseerija metallide, eriti nikli, vase ja roostevaba terase tootmisel. Kaltsiumi ja selle hüdriidi kasutatakse ka raskesti redutseeritavate metallide, näiteks kroomi, tooriumi ja uraani tootmiseks. Kaltsiumi-plii sulameid kasutatakse patareides ja laagrisulamites. Kaltsiumigraanuleid kasutatakse ka õhujälgede eemaldamiseks vaakumseadmetest. Lahustuvad kaltsiumi- ja magneesiumisoolad põhjustavad vee üldist karedust. Kui neid leidub vees väikestes kogustes, nimetatakse seda vett pehmeks. Kui nende soolade sisaldus on kõrge, peetakse vett kõvaks. Karedus kõrvaldatakse keetmisega, vee täielikuks eemaldamiseks mõnikord destilleeritakse.

Metallotermia

Puhast metallilist kaltsiumi kasutatakse metallotermias laialdaselt haruldaste metallide tootmiseks.

Sulamite legeerimine

Puhast kaltsiumi kasutatakse plii legeerimiseks, mida kasutatakse akuplaatide ja hooldusvabade madala isetühjenemisega plii-happeakude tootmiseks. Metallist kaltsiumi kasutatakse ka kvaliteetsete kaltsiumi babbits BKA tootmiseks.

Tuumasünteesi

48Ca isotoop on kõige tõhusam ja sagedamini kasutatav materjal üliraskete elementide tootmiseks ja uute elementide avastamiseks perioodilisustabelis. Näiteks 48Ca ioonide kasutamisel üliraskete elementide tootmiseks kiirendites moodustuvad nende elementide tuumad sadu ja tuhandeid kordi tõhusamalt kui teiste “mürskude” (ioonide) kasutamisel.

Kaltsiumiühendite kasutamine

Kaltsiumhüdriid. Kaltsiumi kuumutamisel vesiniku atmosfääris saadakse CaH2 (kaltsiumhüdriid), mida kasutatakse metallurgias (metallotermias) ja vesiniku tootmisel põllul.

Optilised ja lasermaterjalid. Kaltsiumfluoriidi (fluoriiti) kasutatakse monokristallide kujul optikas (astronoomilised objektiivid, läätsed, prismad) ja lasermaterjalina. Kaltsiumvolfraati (scheeliiti) monokristallide kujul kasutatakse lasertehnoloogias ja ka stsintillaatorina.

Kaltsiumkarbiid. Kaltsiumkarbiidi CaC2 kasutatakse laialdaselt atsetüleeni tootmiseks ja metallide redutseerimiseks, samuti kaltsiumtsüanamiidi tootmiseks (kaltsiumkarbiidi kuumutamisel lämmastikus 1200 °C juures on reaktsioon eksotermiline, viiakse läbi tsüaanamiidahjudes) .

Keemilised vooluallikad. Kaltsiumi, aga ka selle sulameid alumiiniumi ja magneesiumiga kasutatakse termoelektrilistes varuakudes anoodina (näiteks kaltsiumkromaatelement). Kaltsiumkromaati kasutatakse sellistes patareides katoodina. Selliste akude eripäraks on ülipikk säilivusaeg (kümnendeid) sobivas seisukorras, võime töötada mis tahes tingimustes (ruum, kõrged rõhud), suur erienergia kaalu ja mahu poolest. Puudus: lühike eluiga. Selliseid patareisid kasutatakse seal, kus on vaja lühikeseks ajaks luua kolossaalset elektrienergiat (ballistilised raketid, mõned kosmoselaevad jne).

Tulekindlad materjalid. Kaltsiumoksiidi nii vabal kujul kui ka keraamiliste segude osana kasutatakse tulekindlate materjalide tootmisel.

Ravimid. Meditsiinis kõrvaldavad Ca ravimid Ca ioonide puudumisega seotud häired organismis (teetania, spasmofiilia, rahhiit). Ca preparaadid vähendavad ülitundlikkust allergeenide suhtes ja neid kasutatakse allergiliste haiguste (seerumtõbi, unisus jne) raviks. Ca preparaadid vähendavad veresoonte suurenenud läbilaskvust ja neil on põletikuvastane toime. Neid kasutatakse hemorraagilise vaskuliidi, kiiritushaiguse, põletikuliste protsesside (kopsupõletik, pleuriit jne) ja mõnede nahahaiguste korral. Määratud hemostaatilise vahendina, südamelihase aktiivsuse parandamiseks ja digitaalise preparaatide toime tugevdamiseks, magneesiumisooladega mürgituse vastumürgina. Koos teiste ravimitega kasutatakse Ca preparaate sünnituse stimuleerimiseks. Ca kloriidi manustatakse suu kaudu ja intravenoosselt.

Ca preparaatide hulka kuuluvad ka kips (CaSO4), mida kasutatakse kirurgias kipssidemete jaoks, ja kriit (CaCO3), mida määratakse seespidiselt maomahla happesuse suurendamiseks ja hambapulbri valmistamiseks.

Bioloogiline roll

Kaltsium on tavaline makrotoitaine taimede, loomade ja inimeste kehas. Inimestel ja teistel selgroogsetel on suurem osa sellest fosfaatide kujul skeletis ja hammastes. Enamiku selgrootute rühmade (käsnad, korallipolüübid, molluskid jne) luustikud koosnevad erinevatest kaltsiumkarbonaadi (lubja) vormidest. Kaltsiumiioonid osalevad vere hüübimisprotsessides, samuti vere pideva osmootse rõhu tagamises. Kaltsiumiioonid toimivad ka ühe universaalse teisese sõnumitoojana ja reguleerivad mitmesuguseid rakusiseseid protsesse – lihaste kokkutõmbumist, eksotsütoosi, sh hormoonide ja neurotransmitterite sekretsiooni jne. Kaltsiumi kontsentratsioon inimrakkude tsütoplasmas on umbes 10–7 mol, rakkudevahelistes vedelikes umbes 10−3 mol.

Suurem osa toiduga inimkehasse sattuvast kaltsiumist sisaldub piimatoodetes, ülejäänud kaltsium pärineb lihast, kalast ja osadest taimsetest saadustest (eriti kaunviljadest). Imendumine toimub nii jäme- kui peensooles ning seda soodustavad happeline keskkond, D- ja C-vitamiin, laktoos ja küllastumata rasvhapped. Magneesiumi roll kaltsiumi ainevahetuses on oluline, selle defitsiidiga “uhtub” kaltsium luudest välja ning ladestub neerudesse (neerukividesse) ja lihastesse.

Aspiriin, oblikhape ja östrogeeni derivaadid häirivad kaltsiumi imendumist. Koos oksaalhappega moodustub kaltsium vees lahustumatud ühendid, mis on neerukivide komponendid.

Sellega seotud protsesside suure hulga tõttu on kaltsiumisisaldus veres täpselt reguleeritud ja õige toitumise korral puudust ei teki. Pikaajaline dieedist puudumine võib põhjustada krampe, liigesevalu, uimasust, kasvuhäireid ja kõhukinnisust. Sügavam defitsiit põhjustab pidevaid lihaskrampe ja osteoporoosi. Kohvi ja alkoholi kuritarvitamine võib põhjustada kaltsiumi puudust, kuna osa sellest eritub uriiniga.

Kaltsiumi ja D-vitamiini ülemäärased annused võivad põhjustada hüperkaltseemiat, millele järgneb intensiivne luude ja kudede lupjumine (mis mõjutab peamiselt kuseteede süsteemi). Pikaajaline liig häirib lihas- ja närvikudede talitlust, suurendab vere hüübimist ja vähendab tsingi omastamist luurakkude poolt. Maksimaalne ööpäevane ohutu annus täiskasvanule on 1500–1800 milligrammi.

Tooted Kaltsium, mg/100 g

Seesam 783

Nõges 713

Suur jahubanaan 412

Sardiinid õlis 330

Ivy budra 289

Koerroos 257

Mandel 252

Plantain lantseolist. 248

Sarapuupähkel 226

Vesikress 214

Sojaoad kuivatatakse 201

Alla 3-aastased lapsed - 600 mg.

Lapsed vanuses 4 kuni 10 aastat - 800 mg.

10-13-aastased lapsed - 1000 mg.

13-16-aastased noorukid - 1200 mg.

16-aastased ja vanemad noored - 1000 mg.

Täiskasvanud vanuses 25 kuni 50 aastat - 800 kuni 1200 mg.

Rasedad ja imetavad naised - 1500 kuni 2000 mg.

Järeldus

Kaltsium on üks levinumaid elemente Maal. Looduses on seda palju: kaltsiumisooladest tekivad mäeahelikud ja savikivimid, seda leidub mere- ja jõevees ning kuulub taime- ja loomaorganismide hulka.

Kaltsium ümbritseb linnaelanikke pidevalt: peaaegu kõik peamised ehitusmaterjalid - betoon, klaas, tellis, tsement, lubi - sisaldavad seda elementi märkimisväärses koguses.

Selliste keemiliste omadustega kaltsium ei saa loomulikult looduses vabas olekus eksisteerida. Kuid kaltsiumiühendid - nii looduslikud kui ka kunstlikud - on omandanud ülima tähtsuse.

Bibliograafia

1.Toimetuskolleegium: Knunyants I. L. (peatoimetaja) Keemiaentsüklopeedia: 5 köites - Moskva: Nõukogude entsüklopeedia, 1990. - T. 2. - Lk 293. - 671 lk.

2.Doronin. N.A. Calcium, Goskhimizdat, 1962. 191 lk koos illustratsioonidega.

.Dotsenko V.A. - Terapeutiline ja ennetav toitumine. - Küsimus. toitumine, 2001 - N1-lk.21-25

4.Bilezikian J. P. Kaltsium ja luu ainevahetus // In: K. L. Becker, toim.

5.M.H. Karapetyants, S.I. Drakin – Üldine ja anorgaaniline keemia, 2000. 592 lk koos illustratsioonidega.

Kaltsium on teise rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljanda perioodi peamise alarühma element aatomnumbriga 20. Seda tähistatakse sümboliga Ca (lat. Kaltsium). Lihtaine kaltsium on pehme, keemiliselt aktiivne hõbevalge värvusega leelismuldmetall.

Kaltsium keskkonnas

Looduses on seda palju: kaltsiumisooladest tekivad mäeahelikud ja savikivimid, seda leidub mere- ja jõevees ning kuulub taime- ja loomaorganismide hulka. Kaltsium moodustab 3,38% maakoore massist (hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel 5. kohal).

Kaltsiumi isotoobid

Kaltsium esineb looduses kuue isotoobi seguna: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca ja 48 Ca, millest levinuim – 40 Ca – on 96,97%.

Kaltsiumi kuuest looduslikust isotoobist viis on stabiilsed. Kuues isotoop 48 Ca, kuuest raskeim ja väga haruldane (selle isotoopide arvukus on vaid 0,187%), avastati hiljuti, et see läbib kahekordse beeta-lagunemise poolväärtusajaga 5,3 x 10 19 aastat.

Kaltsiumisisaldus kivimites ja mineraalides

Suurem osa kaltsiumist sisaldub mitmesuguste kivimite (graniidid, gneissid jne) silikaatides ja alumosilikaatides, eriti just päevakivis – Ca anortiidis.

Settekivimite kujul esindavad kaltsiumiühendid kriit ja lubjakivid, mis koosnevad peamiselt mineraalsest kaltsiidist (CaCO 3). Kaltsiidi kristallilist vormi – marmorit – kohtab looduses palju vähem.

Kaltsiumi mineraalid nagu kaltsiit CaCO 3, anhüdriit CaSO 4, alabaster CaSO 4 ·0,5H 2 O ja kips CaSO 4 · 2H 2 O, fluoriit CaF 2, apatiidid Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), dolomiit MgCO 3 · CaCO 3. Kaltsiumi- ja magneesiumisoolade olemasolu looduslikus vees määrab selle kareduse.

Maakoores jõuliselt rändav ja erinevatesse geokeemilistesse süsteemidesse akumuleeruv kaltsium moodustab 385 mineraali (mineraalide arvult neljas).

Kaltsiumi migratsioon maapõues

Kaltsiumi loomulikus migratsioonis mängib olulist rolli "karbonaadi tasakaal", mis on seotud kaltsiumkarbonaadi ja vee ja süsinikdioksiidi interaktsiooni pöörduva reaktsiooniga lahustuva vesinikkarbonaadi moodustumisega:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Ca (HCO 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -

(tasakaal nihkub sõltuvalt süsihappegaasi kontsentratsioonist vasakule või paremale).

Suurt rolli mängib biogeenne ränne.

Kaltsiumisisaldus biosfääris

Kaltsiumiühendeid leidub peaaegu kõigis loomade ja taimede kudedes (vt ka allpool). Märkimisväärne kogus kaltsiumi leidub elusorganismides. Seega on hüdroksüapatiit Ca 5 (PO 4) 3 OH või teises kirjes 3Ca 3 (PO 4) 2 · Ca(OH) 2 selgroogsete, sealhulgas inimeste luukoe alus; Paljude selgrootute karbid ja kestad, munakoored jne on valmistatud kaltsiumkarbonaadist CaCO 3. Inimeste ja loomade eluskudedes on Ca 1,4-2% (massiosa järgi); 70 kg kaaluvas inimkehas on kaltsiumisisaldus umbes 1,7 kg (peamiselt luukoe rakkudevahelises aines).

Kaltsiumi saamine

Davy sai kaltsiumi esmakordselt 1808. aastal elektrolüüsi abil. Kuid nagu teisi leelis- ja leelismuldmetalle, ei saa elementi nr 20 vesilahustest elektrolüüsi teel. Kaltsium saadakse selle sulasoolade elektrolüüsil.

See on keeruline ja energiamahukas protsess. Kaltsiumkloriid sulatatakse elektrolüsaatoris, lisades muid sooli (neid on vaja CaCl 2 sulamistemperatuuri alandamiseks).

Teraskatood puudutab ainult elektrolüüdi pinda; vabanenud kaltsium kleepub ja kõveneb selle peale. Kaltsiumi vabanemisel tõstetakse katood järk-järgult üles ja lõpuks saadakse 50...60 cm pikkune kaltsiumi “pulk”, mis seejärel võetakse välja, lüüakse teraskatoodilt lahti ja protsess algab otsast peale. Puutemeetod toodab kaltsiumi, mis on tugevalt saastunud kaltsiumkloriidi, raua, alumiiniumi ja naatriumiga. Seda puhastatakse, sulatades selle argooni atmosfääris.

Kui teraskatood asendada katoodiga, mis on valmistatud metallist, mida saab legeerida kaltsiumiga, siis elektrolüüsi käigus saadakse vastav sulam. Olenevalt otstarbest võib seda kasutada sulamina või saada puhast kaltsiumi vaakumis destilleerimisel. Nii saadakse kaltsiumisulamid tsingi, plii ja vasega.

Teist kaltsiumi tootmise meetodit – metallotermilist – põhjendas teoreetiliselt juba 1865. aastal kuulus vene keemik N.N. Beketov. Kaltsium redutseeritakse alumiiniumiga rõhul vaid 0,01 mmHg. Protsessi temperatuur 1100...1200°C. Kaltsium saadakse auruna, mis seejärel kondenseerub.

Viimastel aastatel on välja töötatud teine meetod elemendi saamiseks. See põhineb kaltsiumkarbiidi termilisel dissotsiatsioonil: vaakumis temperatuurini 1750 °C kuumutatud karbiid laguneb, moodustades kaltsiumi auru ja tahke grafiidi.

Kaltsiumi füüsikalised omadused

Kaltsiummetall esineb kahe allotroopse modifikatsioonina. Kuni 443 °C on α-Ca kuupkujulise näokeskse võrega (parameeter a = 0,558 nm) stabiilne; β-Ca kuupkujulise kehakeskse võrega α-Fe tüüpi (parameeter a = 0,448 nm) on stabiilsem. Standardne entalpia Δ H 0 üleminek α → β on 0,93 kJ/mol.

Rõhu järkjärgulise suurenemisega hakkab see avaldama pooljuhi omadusi, kuid ei muutu pooljuhiks selle sõna täies tähenduses (see pole ka enam metall). Rõhu edasise suurenemisega naaseb see metallilisse olekusse ja hakkab ilmutama ülijuhtivaid omadusi (ülijuhtivuse temperatuur on kuus korda kõrgem kui elavhõbeda oma ja ületab juhtivuse poolest palju kõiki teisi elemente). Kaltsiumi ainulaadne käitumine on paljuski sarnane strontsiumiga.

Vaatamata elemendi üldlevinud esinemisele, pole isegi keemikud kõik elementaarset kaltsiumi näinud. Kuid see metall on nii välimuse kui ka käitumise poolest täiesti erinev leelismetallidest, millega kokkupuude on täis tulekahjude ja põletuste ohtu. Seda saab ohutult hoida õhu käes, see ei sütti veest. Elementaarse kaltsiumi mehaanilised omadused ei muuda teda metallide perekonnas "mustaks lambaks": kaltsium ületab paljusid neist tugevuse ja kõvaduse poolest; seda saab treipingil treida, traadiks tõmmata, sepistada, pressida.

Ja veel, elementaarset kaltsiumi ei kasutata peaaegu kunagi struktuurimaterjalina. Ta on selleks liiga aktiivne. Kaltsium reageerib kergesti hapniku, väävli ja halogeenidega. Teatud tingimustel reageerib see isegi lämmastiku ja vesinikuga. Süsinikoksiidide keskkond, mis on enamiku metallide jaoks inertne, on kaltsiumi suhtes agressiivne. See põleb CO ja CO 2 atmosfääris.

Selliste keemiliste omadustega kaltsium ei saa loomulikult looduses vabas olekus eksisteerida. Kuid kaltsiumiühendid - nii looduslikud kui ka kunstlikud - on omandanud ülima tähtsuse.

Kaltsiumi keemilised omadused

Standardpotentsiaalide seerias asub kaltsium vesinikust vasakul. Ca 2+ /Ca 0 paari standardne elektroodipotentsiaal on –2,84 V, nii et kaltsium reageerib aktiivselt veega, kuid ilma süttimiseta:

Ca + 2H 2O = Ca(OH)2 + H2 + Q.

Kaltsium reageerib normaalsetes tingimustes aktiivsete mittemetallidega (hapnik, kloor, broom):

2Ca + O 2 = 2CaO, Ca + Br 2 = CaBr 2.

Õhus või hapnikus kuumutamisel kaltsium süttib. Kaltsium reageerib kuumutamisel vähemaktiivsete mittemetallidega (vesinik, boor, süsinik, räni, lämmastik, fosfor ja teised), näiteks:

Ca + H 2 = CaH 2, Ca + 6B = CaB 6,

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2, Ca + 2C = CaC 2,

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (kaltsiumfosfiid), tuntud on ka kaltsiumfosfiidid koostisega CaP ja CaP 5;

2Ca + Si = Ca 2Si (kaltsiumsilitsiid), tuntud on ka kaltsiumsilitsiidid koostisega CaSi, Ca 3 Si 4 ja CaSi 2.

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

Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.

Ca 2+ ioon on värvitu. Kui leegile lisada lahustuvaid kaltsiumisoolasid, muutub leek telliskivipunaseks.

Kaltsiumisoolad, nagu CaCl 2 kloriid, CaBr 2 bromiid, CaI 2 jodiid ja Ca(NO 3) 2 nitraat, lahustuvad vees hästi. Vees lahustumatud on CaF 2 fluoriid, CaCO 3 karbonaat, CaSO 4 sulfaat, Ca 3 (PO 4) 2 ortofosfaat, CaC 2 O 4 oksalaat ja mõned teised.

On oluline, et erinevalt kaltsiumkarbonaadist CaCO 3 lahustub happeline kaltsiumkarbonaat (vesinikkarbonaat) Ca(HCO 3) 2 vees. Looduses viib see järgmiste protsessideni. Kui külm vihm või süsinikdioksiidiga küllastunud jõevesi tungib maa alla ja langeb lubjakivile, täheldatakse nende lahustumist:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2.

Samades kohtades, kus kaltsiumvesinikkarbonaadiga küllastunud vesi tuleb maa pinnale ja päikesekiirte toimel soojendatakse, toimub vastupidine reaktsioon:

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.

Nii kanduvad looduses üle suured ainete massid. Selle tulemusena võivad maa alla tekkida tohutud tühimikud ning koobastesse tekivad kaunid kivijääpurikad - stalaktiidid ja stalagmiidid.

Vees lahustunud kaltsiumvesinikkarbonaadi olemasolu määrab suuresti vee ajutise kareduse. Seda nimetatakse ajutiseks, kuna vee keemisel vesinikkarbonaat laguneb ja CaCO 3 sadestub. See nähtus toob kaasa näiteks asjaolu, et veekeetjasse tekib aja jooksul katlakivi.

Rakendus kaltsium

Kuni viimase ajani ei leidnud kaltsiummetall peaaegu mingit kasutust. USA näiteks tarbis enne Teist maailmasõda kaltsiumi vaid 10...25 tonni aastas, Saksamaal - 5...10 tonni.Uute tehnoloogiavaldkondade arendamiseks on aga vaja palju haruldasi ja tulekindlaid metalle. . Selgus, et kaltsium on paljudele neist väga mugav ja aktiivne redutseerija ning elementi hakati kasutama tooriumi, vanaadiumi, tsirkooniumi, berülliumi, nioobiumi, uraani, tantaali ja teiste tulekindlate metallide tootmisel. Puhast metallilist kaltsiumi kasutatakse metallotermias laialdaselt haruldaste metallide tootmiseks.

Kaltsiummetalli rakendused

Looduslik pulbriline kriit sisaldub metallide poleerimiseks mõeldud kompositsioonides. Kuid te ei saa hambaid harjata loodusliku kriidipulbriga, kuna see sisaldab karpide jääke ja väikeloomade kestasid, mis on äärmiselt kõvad ja hävitavad hambaemaili.

Kasutaminekaltsiumtuumasünteesis

Isotoop 48 Ca on kõige tõhusam ja sagedamini kasutatav materjal üliraskete elementide tootmiseks ja perioodilisuse tabeli uute elementide avastamiseks. Näiteks 48 Ca iooni kasutamisel üliraskete elementide tootmiseks kiirendites moodustuvad nende elementide tuumad sadu ja tuhandeid kordi tõhusamalt kui teiste “mürskude” (ioonide) kasutamisel. Radioaktiivset kaltsiumi kasutatakse laialdaselt bioloogias ja meditsiinis isotoopide indikaatorina mineraalide ainevahetusprotsesside uurimisel elusorganismis. Tema abiga tehti kindlaks, et organismis toimub pidev kaltsiumioonide vahetus plasma, pehmete kudede ja isegi luukoe vahel. 45Ca mängis suurt rolli ka muldades toimuvate ainevahetusprotsesside uurimisel ja taimede kaltsiumi imendumisprotsesside uurimisel. Sama isotoopi kasutades oli sulatusprotsessi käigus võimalik tuvastada terase ja ülipuhta raua saasteallikaid kaltsiumiühenditega.

Kaltsiumi võime siduda hapnikku ja lämmastikku on võimaldanud seda kasutada inertgaaside puhastamiseks ja getterina (Getter on aine, mida kasutatakse gaaside neelamiseks ja elektroonikaseadmetes sügava vaakumi tekitamiseks.) vaakumraadioseadmetes.

Kaltsiumiühendite kasutamine

Mõned kunstlikult toodetud kaltsiumiühendid on saanud veelgi tuntumaks ja levinumaks kui lubjakivi või kips. Seega kasutasid iidsed ehitajad kustutatud Ca(OH)2 ja kustutatud lubja CaO.

Tsement on ka kunstlikult saadud kaltsiumiühend. Kõigepealt põletatakse savi või liiva ja lubjakivi segu klinkri saamiseks, mis seejärel jahvatatakse peeneks halliks pulbriks. Tsemendist (või õigemini tsemendist) saate palju rääkida, see on sõltumatu artikli teema.

Sama kehtib ka klaasi kohta, mis tavaliselt sisaldab ka elementi.

Kaltsiumhüdriid

Kaltsiumi kuumutamisel vesiniku atmosfääris saadakse CaH 2 (kaltsiumhüdriid), mida kasutatakse metallurgias (metallotermias) ja vesiniku tootmisel põllul.

Optilised ja lasermaterjalid

Kaltsiumfluoriidi (fluoriiti) kasutatakse monokristallide kujul optikas (astronoomilised objektiivid, läätsed, prismad) ja lasermaterjalina. Kaltsiumvolfraati (scheeliiti) monokristallide kujul kasutatakse lasertehnoloogias ja ka stsintillaatorina.

Kaltsiumkarbiid

Kaltsiumkarbiid on aine, mis avastati juhuslikult uue ahju konstruktsiooni katsetamisel. Kuni viimase ajani kasutati kaltsiumkarbiidi CaCl 2 peamiselt autogeenseks keevitamiseks ja metallide lõikamiseks. Karbiidi kokkupuutel veega moodustub atsetüleen ja atsetüleeni põlemine hapnikuvoolus võimaldab saavutada peaaegu 3000 °C temperatuuri. Viimasel ajal kasutatakse atsetüleeni ja koos sellega ka karbiidi keevitamisel üha vähem ning üha enam keemiatööstuses.

Kaltsium kuikeemiline vooluallikas

Kaltsiumi, aga ka selle sulameid alumiiniumi ja magneesiumiga kasutatakse termoelektrilistes varuakudes anoodina (näiteks kaltsiumkromaatelement). Kaltsiumkromaati kasutatakse sellistes patareides katoodina. Selliste akude eripäraks on ülipikk säilivusaeg (kümnendeid) sobivas seisukorras, võime töötada mis tahes tingimustes (ruum, kõrged rõhud), suur erienergia kaalu ja mahu järgi. Puudus: lühike eluiga. Selliseid patareisid kasutatakse seal, kus on vaja lühikeseks ajaks luua kolossaalset elektrienergiat (ballistilised raketid, mõned kosmoselaevad jne).

Tulekindlad materjalid alateskaltsium

Kaltsiumoksiidi nii vabal kujul kui ka keraamiliste segude osana kasutatakse tulekindlate materjalide tootmisel.

Ravimid

Kaltsiumiühendeid kasutatakse laialdaselt antihistamiinikumina.

Kaltsiumkloriid
Kaltsiumglükonaat
Kaltsiumglütserofosfaat

Lisaks sisalduvad kaltsiumiühendid osteoporoosi ennetamiseks mõeldud ravimites, rasedate ja eakate vitamiinide kompleksides.

Kaltsium inimese kehas

Kaltsium on tavaline makrotoitaine taimede, loomade ja inimeste kehas. Inimestel ja teistel selgroogsetel on suurem osa sellest fosfaatide kujul skeletis ja hammastes. Enamiku selgrootute rühmade (käsnad, korallipolüübid, molluskid jne) luustikud koosnevad erinevatest kaltsiumkarbonaadi (lubja) vormidest. Kaltsiumivajadus sõltub vanusest. Täiskasvanutele on vajalik päevane kogus 800–1000 milligrammi (mg) ja lastele 600–900 mg, mis on luustiku intensiivse kasvu tõttu lastele väga oluline. Suurem osa toiduga inimkehasse sattuvast kaltsiumist sisaldub piimatoodetes, ülejäänud kaltsium pärineb lihast, kalast ja osadest taimsetest saadustest (eriti kaunviljadest).

Aspiriin, oblikhape ja östrogeeni derivaadid häirivad kaltsiumi imendumist. Koos oksaalhappega moodustub kaltsium vees lahustumatud ühendid, mis on neerukivide komponendid.

Kaltsium kõvas vees

Vees lahustunud kaltsiumi- ja magneesiumisoolad annavad veele omadusi, mis on määratletud ühe sõnaga "kõvadus". Kare vesi ei sobi paljudeks elusituatsioonideks. Moodustab katlakivi kihi aurukateldes ja katlapaigaldistes, raskendab kangaste värvimist ja pesemist, kuid sobib seebi valmistamiseks ja emulsioonide valmistamiseks parfüümide tootmisel. Seetõttu asusid varem, kui vee pehmendamise meetodid olid ebatäiuslikud, tekstiili- ja parfüümitehased tavaliselt "pehme" vee allikate läheduses.

Eristatakse ajutist ja püsivat jäikust. Ajutise (või karbonaadi) kareduse annavad veele lahustuvad süsivesinikud Ca(HCO 3) 2 ja Mg(HCO 3) 2. Seda saab eemaldada lihtsa keetmisega, mille käigus vesinikkarbonaadid muudetakse vees lahustumatuteks kaltsium- ja magneesiumkarbonaatideks.

Püsiva kõvaduse tekitavad samade metallide sulfaadid ja kloriidid. Ja seda saab kõrvaldada, kuid seda on palju keerulisem teha.

Mõlema kareduse summa moodustab vee kogukareduse. Erinevates riikides hinnatakse seda erinevalt. Vee karedust on tavaks väljendada kaltsiumi ja magneesiumi milligrammi ekvivalentide arvuga ühes liitris vees. Kui liitris vees on vähem kui 4 mEq, loetakse vesi pehmeks; nende kontsentratsiooni suurenedes muutub see üha karmimaks ja kui sisaldus ületab 12 ühikut, siis väga karmimaks.

Vee karedus määratakse tavaliselt seebilahusega. See lahus (teatud kontsentratsiooniga) lisatakse tilkhaaval mõõdetud kogusele veele. Kuni vees on Ca 2+ või Mg 2+ ioone, segavad need vahu teket. Seebilahuse tarbimise põhjal enne vahu tekkimist arvutatakse Ca 2+ ja Mg 2+ ioonide sisaldus.

Huvitaval kombel määrati vee karedus sarnaselt Vana-Roomas. Reagendina toimis ainult punane vein – selle värvained moodustavad ka kaltsiumi- ja magneesiumiioonidega sadet.

Kaltsiumi säilitamine

Kaltsiummetalli saab pikka aega säilitada 0,5–60 kg kaaluvate tükkidena. Selliseid tükke hoitakse paberkottides, mis asetatakse joodetud ja värvitud õmblustega galvaniseeritud rauast trumlitesse. Tihedalt suletud trumlid asetatakse puidust kastidesse. Alla 0,5 kg kaaluvaid tükke ei saa pikka aega säilitada - need muutuvad kiiresti oksiidiks, hüdroksiidiks ja kaltsiumkarbonaadiks.

Kõigi perioodilisuse tabeli elementide hulgast võib välja tuua mitu, ilma milleta elusorganismides mitte ainult ei arene mitmesugused haigused, vaid üldiselt on võimatu normaalselt elada ja kasvada. Üks neist on kaltsium.

Huvitav on see, et kui me räägime sellest metallist kui lihtsast ainest, siis pole sellest inimesele mingit kasu, isegi kahju. Kuid niipea, kui mainite Ca 2+ ioone, tekib kohe palju punkte, mis iseloomustavad nende tähtsust.

Kaltsiumi asukoht perioodilisuse tabelis

Kaltsiumi, nagu iga teise elemendi, iseloomustus algab selle asukoha näitamisega perioodilisustabelis. Lõppude lõpuks võimaldab see antud aatomi kohta palju õppida:

tuumalaeng;
elektronide ja prootonite arv, neutronid;
oksüdatsiooniaste, kõrgeim ja madalaim;
elektrooniline konfiguratsioon ja muud olulised asjad.

Vaadeldav element asub teise rühma, peamise alarühma neljandas suuremas perioodis ja selle seerianumber on 20. Samuti näitab perioodiline keemiline tabel kaltsiumi aatommassi - 40,08, mis on antud aatomi olemasolevad isotoobid.

Oksüdatsiooniaste on üks, alati konstantne, võrdne +2-ga. Valem CaO. Elemendi ladinakeelne nimetus on kaltsium, seega Ca aatomi sümbol.

Kaltsiumi kui lihtaine omadused

Tavatingimustes on see element hõbevalge värvusega metall. Kaltsiumi kui lihtaine valem on Ca. Tänu oma kõrgele keemilisele aktiivsusele on see võimeline moodustama paljusid erinevatesse klassidesse kuuluvaid ühendeid.

Tahkes agregatsioonis ei ole see inimkeha osa, seetõttu on see oluline tööstuslike ja tehniliste vajaduste jaoks (peamiselt keemiliseks sünteesiks).

See on üks levinumaid metalle maakoores, umbes 1,5%. See kuulub leelismuldmetallide rühma, kuna vees lahustatuna tekitab see leeliseid, kuid looduses leidub seda mitmete mineraalide ja soolade kujul. Merevees sisaldub palju kaltsiumi (400 mg/l).

Kristallrakk

Kaltsiumi omadusi seletatakse kristallvõre struktuuriga, mis võib olla kahte tüüpi (kuna on olemas alfa- ja beetavorm):

kuubikujuline näokeskne;
mahukeskne.

Sideme tüüp molekulis on metalliline; võrekohtades, nagu kõigis metallides, on aatomiioonid.

Looduses olemine

Looduses on mitu peamist ainet, mis seda elementi sisaldavad.

Merevesi.
Kivid ja mineraalid.
Elusorganismid (kestad ja kestad, luukude jne).
Põhjavesi maapõues.

Looduslike kaltsiumiallikatena võib tuvastada järgmist tüüpi kive ja mineraale.

Dolomiit on kaltsium- ja magneesiumkarbonaadi segu.
Fluoriit on kaltsiumfluoriid.
Kips - CaSO 4 2H 2 O.
Kaltsiit - kriit, lubjakivi, marmor - kaltsiumkarbonaat.
Alabaster - CaSO 4 · 0,5H 2 O.
Apaatsus.

Kokku on umbes 350 erinevat kaltsiumi sisaldavat mineraali ja kivimit.

Omandamise meetodid

Pikka aega ei olnud võimalik metalli vabal kujul isoleerida, kuna selle keemiline aktiivsus on kõrge ja seda puhtal kujul looduses ei leidu. Seetõttu oli kõnealune element kuni 19. sajandini (1808) veel üks perioodilisustabeli mõistatus.

Inglise keemikul Humphry Davyl õnnestus kaltsiumi metallina sünteesida. Just tema avastas esmakordselt tahkete mineraalide ja soolade sulamite ja elektrivoolu vastasmõju iseärasused. Tänapäeval on kõige asjakohasem viis selle metalli saamiseks selle soolade elektrolüüs, näiteks:

kaltsium- ja kaaliumkloriidide segu;
fluoriidi ja kaltsiumkloriidi segu.

Samuti on võimalik kaltsiumi ekstraheerida selle oksiidist, kasutades metallurgias levinud meetodit aluminotermiat.

Füüsikalised omadused

Kaltsiumi omadusi füüsikaliste parameetrite järgi saab kirjeldada mitmes punktis.

Agregatsiooni olek on tavatingimustes tahke.
Sulamistemperatuur - 842 0 C.
Metall on pehme ja seda saab noaga lõigata.
Värvus - hõbevalge, läikiv.
Sellel on head juhtivad ja soojust juhtivad omadused.
Pikaajalisel kuumutamisel muutub see vedelikuks, seejärel auruks, kaotades oma metallilised omadused. Keemistemperatuur 1484 0 C.

Kaltsiumi füüsikalistel omadustel on üks eripära. Kui metallile avaldatakse survet, kaotab see mingil ajahetkel oma metallilised omadused ja elektrijuhtimise võime. Kuid kokkupuute edasise suurenemisega taastatakse see uuesti ja avaldub ülijuhina, nende näitajate poolest mitu korda kõrgemal kui teistel elementidel.

Keemilised omadused

Selle metalli aktiivsus on väga kõrge. Seetõttu on kaltsiumil palju koostoimeid. Reaktsioonid kõigi mittemetallidega on tema jaoks tavalised, sest redutseerijana on ta väga tugev.

Normaalsetes tingimustes reageerib see kergesti, moodustades vastavaid kahekomponentseid ühendeid: halogeenid, hapnik.
Kuumutamisel: vesinik, lämmastik, süsinik, räni, fosfor, boor, väävel ja teised.
Vabas õhus interakteerub see kohe süsihappegaasi ja hapnikuga ning on seetõttu kaetud halli kattega.
Reageerib ägedalt hapetega, põhjustades mõnikord põletikku.

Kaltsiumi huvitavad omadused ilmnevad soolade puhul. Nii et laes ja seintel kasvavad kaunid koopad pole muud kui aja jooksul tekkinud veest, süsihappegaasist ja vesinikkarbonaadist maa-aluses vees toimuvate protsesside mõjul.

Arvestades seda, kui aktiivne on metall normaalses olekus, hoitakse seda laborites nagu leelismetallegi. Tumedas klaasnõus, tihedalt suletud kaanega ja petrooleumi või parafiinikihi all.

Kvalitatiivne reaktsioon kaltsiumioonile on leegi värvumine kauniks, rikkalikuks telliskivipunaseks. Samuti saate ühendite koostises metalli tuvastada mõne selle soola (kaltsiumkarbonaat, fluoriid, sulfaat, fosfaat, silikaat, sulfit) lahustumatute sademete järgi.

Metallist ühendused

Metalliühendite tüübid on järgmised:

oksiid;
hüdroksiid;
kaltsiumisoolad (keskmised, happelised, aluselised, topelt-, komplekssed).

Kaltsiumoksiidi, mida tuntakse kui CaO, kasutatakse ehitusmaterjali (lubi) valmistamiseks. Kui kustutate oksiidi veega, saate vastava hüdroksiidi, millel on leelise omadused.

Suur praktiline tähtsus on erinevatel kaltsiumisooladel, mida kasutatakse erinevates majandusharudes. Oleme juba eespool maininud, millised soolad on olemas. Toome näiteid nende ühenduste tüüpide kohta.

Keskmised soolad - karbonaat CaCO 3, fosfaat Ca 3 (PO 4) 2 ja teised.
Happeline vesiniksulfaat CaHSO 4.
Peamised neist on vesinikkarbonaat (CaOH) 3 PO 4.
Kompleks – Cl 2.
Topelt - 5Ca(NO 3) 2 * NH 4 NO 3 * 10H 2 O.

Just selle klassi ühendite kujul on kaltsium bioloogiliste süsteemide jaoks oluline, kuna soolad on keha ioonide allikaks.

Bioloogiline roll

Miks on kaltsium inimorganismile oluline? Põhjuseid on mitu.

Just selle elemendi ioonid on osa rakkudevahelisest ainest ja koevedelikust, osaledes ergastusmehhanismide reguleerimises, hormoonide ja neurotransmitterite tootmises.
Kaltsium koguneb luudesse ja hambaemaili ligikaudu 2,5% kogu kehamassist. Seda on üsna palju ja see mängib olulist rolli nende struktuuride tugevdamisel, nende tugevuse ja stabiilsuse säilitamisel. Ilma selleta on keha kasv võimatu.
Vere hüübimine oleneb ka kõnealustest ioonidest.
See on osa südamelihasest, osaledes selle ergutamises ja kokkutõmbumises.
Ta on osaline eksotsütoosi ja muude rakusiseste muutuste protsessides.

Kui tarbitud kaltsiumi kogus ei ole piisav, siis sellised haigused nagu:

rahhiit;
osteoporoos;
verehaigused.

Päevane annus täiskasvanule on 1000 mg ja üle 9-aastastele lastele 1300 mg. Selle elemendi liigse koguse vältimiseks kehas ei tohiks te määratud annust ületada. Vastasel juhul võivad tekkida soolehaigused.

Kõigi teiste elusolendite jaoks pole kaltsium vähem oluline. Näiteks kuigi paljudel puudub skelett, on nende välised tugevdamisvahendid samuti sellest metallist moodustised. Nende hulgas:

karbid;
rannakarbid ja austrid;
käsnad;
korallide polüübid.

Nad kõik kannavad oma seljas või moodustavad põhimõtteliselt eluprotsessis teatud välise skeleti, mis kaitseb neid välismõjude ja kiskjate eest. Selle põhikomponent on kaltsiumisoolad.

Selgroogsed, nagu inimesed, vajavad neid ioone normaalseks kasvuks ja arenguks ning saavad neid toidust.

Võimalusi, mille abil on võimalik kehas puuduvat elementi täiendada, on palju. Parimad on loomulikult looduslikud meetodid - soovitud aatomit sisaldavad tooted. Kui see aga mingil põhjusel on ebapiisav või võimatu, on vastuvõetav ka ravitee.

Seega on kaltsiumi sisaldavate toitude loetelu umbes selline:

piima- ja fermenteeritud piimatooted;
kala;
rohelus;
terad (tatar, riis, täisterajahust valmistatud küpsetised);
mõned tsitrusviljad (apelsinid, mandariinid);
kaunviljad;
kõik pähklid (eriti mandlid ja kreeka pähklid).

Kui olete mõne toidu suhtes allergiline või ei saa neid muul põhjusel süüa, aitavad kaltsiumi sisaldavad preparaadid taastada kehas vajaliku elemendi taset.

Kõik need on selle metalli soolad, millel on omadus organismis kergesti omastada, kiiresti verre ja soolestikku imenduda. Nende hulgas on kõige populaarsemad ja kasutatavamad järgmised.

Kaltsiumkloriid – süstelahus või suukaudseks manustamiseks täiskasvanutele ja lastele. See erineb koostises sisalduva soola kontsentratsiooni poolest, seda kasutatakse "kuumade süstide jaoks", kuna see põhjustab süstimisel täpselt selle tunde. Suukaudse manustamise hõlbustamiseks on puuviljamahlaga vorme.
Saadaval nii tablettidena (0,25 või 0,5 g) kui ka intravenoosse süstelahusena. Sageli tableti kujul sisaldab see erinevaid puuviljalisandeid.
Kaltsiumlaktaat - saadaval 0,5 g tablettidena.

See moodustab luuskeleti, kuid keha ei suuda seda elementi iseseisvalt toota. Me räägime kaltsiumist. Täiskasvanud naised ja mehed peavad saama päevas vähemalt 800 milligrammi leelismuldmetalli. Seda saab ekstraheerida kaerahelbedest, sarapuupähklitest, piimast, odrast, hapukoorest, ubadest ja mandlitest.

Kaltsium leidub ka hernestes, sinepis ja kodujuustus. Tõsi, kui kombineerida neid maiustuste, kohvi, koola ja oblikhapperikaste toiduainetega, väheneb elemendi seeduvus.

Maokeskkond muutub aluseliseks, kaltsium kogutakse lahustumatuks ja eritub organismist. Luud ja hambad hakkavad lagunema. Mis on selle elemendiga, kuna sellest on saanud elusolendite jaoks üks olulisemaid, ja kas sellel ainel on väljaspool nende organisme mingit kasu?

Kaltsiumi keemilised ja füüsikalised omadused

Element on perioodilisuse tabelis 20. kohal. See on 2. grupi põhialagrupis. Ajavahemik, kuhu kaltsium kuulub, on 4. See tähendab, et aine aatomil on 4 elektroonilist taset. Need sisaldavad 20 elektroni, nagu näitab elemendi aatomnumber. See näitab ka selle laengut - +20.

Kaltsium organismis, nagu looduses, on leelismuldmetall. See tähendab, et puhtal kujul on element hõbevalge, läikiv ja kerge. Leelismuldmetallide kõvadus on kõrgem kui leelismetallidel.

Kaltsiuminäitaja on umbes 3 punkti vastavalt. Näiteks kipsil on sama kõvadus. 20. elementi saab noaga lõigata, kuid see on palju keerulisem kui mõni lihtne leelismetall.

Mida tähendab nimetus "leelismuld"? Nii nimetasid alkeemikud kaltsiumi ja teisi tema rühma metalle. Nad nimetasid elementide oksiide muldadeks. Aine oksiidid kaltsiumi rühmad anda veele leeliseline keskkond.

Raadiumi, baariumi, nagu ka 20. elementi, ei leidu aga mitte ainult koos hapnikuga. Looduses on palju kaltsiumisoolasid. Tuntuim neist on mineraalne kaltsiit. Metalli süsihappegaasi vorm on tuntud kriit, lubjakivi ja kips. Igaüks neist on kaltsiumkarbonaat.

20. elemendis on ka lenduvaid ühendeid. Need värvivad leegi oranžikaspunaseks, millest saab üks ainete tuvastamise markeritest.

Kõik leelismuldmetallid põlevad kergesti. Kaltsiumi hapnikuga reageerimiseks piisab normaalsetest tingimustest. Ainult looduses ei leidu elementi puhtal kujul, vaid ainult ühenditena.

Kaltsiumoksü- kile, mis katab metalli, kui see õhuga kokku puutub. Kate on kollakas. See sisaldab mitte ainult standardoksiide, vaid ka peroksiide ja nitriide. Kui kaltsium on pigem vees kui õhus, tõrjub see sealt välja vesiniku.

Sel juhul moodustub sade - kaltsiumhüdroksiid. Puhta metalli jäägid hõljuvad pinnale vesinikumullide toimel. Sama skeem töötab ka hapetega. Näiteks vesinikkloriidhappega sadestub kaltsiumkloriid ja vesinik eraldub.

Mõned reaktsioonid nõuavad kõrgemat temperatuuri. Kui see jõuab 842 kraadini, kaltsium on võimalik sulama. 1484 Celsiuse juures metall keeb.

Kaltsiumi lahus, nagu puhas element, juhib hästi soojust ja elektrivoolu. Kuid kui aine on väga kuumutatud, kaovad metallilised omadused. See tähendab, et neid pole ei sulas ega gaasilises kaltsiumis.

Inimkehas esineb elementi nii tahkes kui ka vedelas agregaadi olekus. Pehmendatud kaltsiumi vesi, mis esineb, on kergemini talutav. Vaid 1% 20. ainest leidub väljaspool luid.

Olulist rolli mängib aga selle transport läbi kudede. Vere kaltsium reguleerib lihaste, sealhulgas südame kontraktsiooni, ja hoiab normaalset vererõhku.

Kaltsiumi kasutamine

Puhtal kujul kasutatakse metalli. Nad lähevad akuvõrkudesse. Kaltsiumi olemasolu sulamis vähendab akude isetühjenemist 10-13%. See on eriti oluline statsionaarsete mudelite puhul. Laagrid on samuti valmistatud plii ja elemendi 20 segust. Ühte sulamit nimetatakse laagrisulamiteks.

Pildil kaltsiumi sisaldavad tooted

Väävlilisandite eemaldamiseks sulamist lisatakse terasele leelismuldmetalli. Kaltsiumi redutseerivad omadused on kasulikud ka uraani, kroomi, tseesiumi, rubiidiumi jne tootmisel.

Mis kaltsium kasutatakse mustmetallurgias? Ikka sama puhas. Erinevus on elemendi eesmärgis. Nüüd mängib ta rolli. See on sulamite lisand, mis vähendab nende moodustumise temperatuuri ja hõlbustab räbu eraldamist. Kaltsiumi graanulid valatakse elektrilistesse vaakumseadmetesse, et eemaldada neist õhujäljed.

Tuumaettevõtetes on nõudlus kaltsiumi 48. isotoobi järele. Seal toodetakse üliraskeid elemente. Tooraine saadakse tuumakiirendites. Neid kiirendatakse ioonide – omamoodi mürskude – abil. Kui Ca48 täidab nende rolli, suureneb sünteesi efektiivsus võrreldes teiste ainete ioonide kasutamisega sadu kordi.

Optikas väärtustatakse 20. elementi ühenditena. Kaltsiumfluoriidist ja volframaadist saavad astronoomiliste instrumentide läätsed, objektiivid ja prismad. Mineraale leidub ka lasertehnoloogias.

Geoloogid nimetavad kaltsiumfluoriidi fluoriidiks ja volframit šeeliidiks. Optikatööstuse jaoks valitakse nende monokristallid, st üksikud suured üksused, millel on pidev võre ja selge kuju.

Ka meditsiinis ei kirjutata välja puhast metalli, vaid sellel põhinevaid aineid. Need imenduvad kehasse kergemini. Kaltsiumglükonaat– odavaim vahend, mida kasutatakse osteoporoosi vastu. ravim" Kaltsium Magneesium» on ette nähtud noorukitele, rasedatele ja eakatele.

Nad vajavad toidulisandeid, et rahuldada organismi suurenenud vajadust 20. elemendi järele ja vältida arengupatoloogiaid. Reguleerib kaltsiumi-fosfori metabolismi "Kaltsium D3". Toote nimetuses olev "D3" näitab D-vitamiini olemasolu selles. See on haruldane, kuid vajalik täielikuks imendumiseks kaltsium.

Juhised To "Calcium nikomed3" näitab, et ravim kuulub kombineeritud toimega ravimkompositsioonidesse. Sama räägitakse selle kohta kaltsiumkloriid. See mitte ainult ei täienda 20. elemendi puudust, vaid säästab ka joobeseisundit ning on võimeline asendama ka vereplasma. Mõne patoloogilise seisundi korral võib see olla vajalik.

Ravim on saadaval ka apteekides Kaltsium on hape askorbiin." See duett on ette nähtud raseduse ja rinnaga toitmise ajal. Teismelised vajavad ka toidulisandeid.

Kaltsiumi kaevandamine

Kaltsium toidus, mineraalid, ühendid, on inimkonnale teada juba iidsetest aegadest. Metall eraldati puhtal kujul alles 1808. aastal. Fortuuna naeratas Humphry Davyle. Inglise füüsik ekstraheeris kaltsiumi elemendi sulasoolade elektrolüüsi teel. Seda meetodit kasutatakse tänapäevalgi.

Töösturid kasutavad aga sagedamini teist meetodit, mis avastati pärast Humphrey uuringuid. Kaltsium redutseeritakse selle oksiidist. Mõnikord alustatakse reaktsiooni pulbriga. Interaktsioon toimub vaakumi tingimustes kõrgendatud temperatuuridel. Kaltsium eraldati sel viisil esmakordselt eelmise sajandi keskel USA-s.

Kaltsiumi hind

Kaltsiummetalli tootjaid on vähe. Seega tarnib Venemaal peamiselt Tšapetski mehaanikatehas. See asub Udmurtias. Ettevõte tegeleb graanulite, laastude ja metallitükkide müügiga. Ühe tonni tooraine hind on umbes 1500 dollarit.

Toodet pakuvad ka mõned keemialaborid, näiteks Venemaa keemikute selts. Uusim, pakub 100 grammi kaltsium. Arvustused näitavad, et see on õli all olev pulber. Ühe paki maksumus on 320 rubla.

Lisaks tõelise kaltsiumi ostmise pakkumistele müüakse Internetis ka selle tootmise äriplaane. Umbes 70 lehekülje teoreetiliste arvutuste eest küsivad nad umbes 200 rubla. Suurem osa plaanidest on koostatud 2015. aastal ehk pole veel oma aktuaalsust kaotanud.

Kaltsiumi ajalugu

Kaltsiumi avastas 1808. aastal Humphry Davy, kes sai kustutatud lubja ja elavhõbeoksiidi elektrolüüsi teel elavhõbeda destilleerimise protsessi tulemusena, millest metall järele jäi, nn. kaltsium. Ladina keeles lubi kõlab nagu calx, just selle nime valis inglise keemik avastatud ainele.

Kaltsium on keemiliste elementide perioodilise tabeli D.I IV rühma II peamise alarühma element. Mendelejevi aatomnumber on 20 ja aatommass 40,08. Aktsepteeritud nimetus on Ca (ladina keelest - Calcium).

Füüsilised ja keemilised omadused

Kaltsium on reaktiivne pehme leelismetall, millel on hõbevalge värvus. Hapniku ja süsinikdioksiidiga koosmõjul muutub metalli pind tuhmiks, mistõttu vajab kaltsium spetsiaalset säilitusrežiimi – tihedalt suletud anumat, milles metall täidetakse vedela parafiini või petrooleumi kihiga.

Kaltsium on inimesele vajalikest mikroelementidest tuntuim, selle päevane vajadus jääb terve täiskasvanu puhul vahemikku 700–1500 mg, kuid raseduse ja imetamise ajal suureneb, sellega tuleb arvestada ja kaltsiumi hankida preparaatide vorm.

Looduses olemine

Kaltsiumil on väga kõrge keemiline aktiivsus, mistõttu seda vabal (puhtal) kujul looduses ei leidu. Maakoores on ta aga levinult viiendal kohal, ühenditena leidub teda setetes (lubjakivi, kriit) ja kivimites (graniit), päevakivi anoriidis on palju kaltsiumi.

See on elusorganismides üsna levinud, seda on leitud taimedes, loomades ja inimestel, kus seda esineb peamiselt hammastes ja luukoes.

Kaltsiumi imendumine

Takistuseks kaltsiumi normaalsele imendumisele toidust on süsivesikute tarbimine maiustuste ja leeliste kujul, mis neutraliseerivad mao soolhapet, mis on vajalik kaltsiumi lahustamiseks. Kaltsiumi imendumise protsess on üsna keeruline, nii et mõnikord ei piisa selle saamisest ainult toidust, vajalik on mikroelemendi täiendav manustamine.

Suhtlemine teistega

Kaltsiumi imendumise parandamiseks soolestikus on see vajalik, mis kipub hõlbustama kaltsiumi imendumise protsessi. Söömise ajal kaltsiumi (toidulisandite kujul) võtmisel imendumine on blokeeritud, kuid kaltsiumilisandite toidust eraldi võtmine ei mõjuta seda protsessi kuidagi.

Peaaegu kogu keha kaltsium (1–1,5 kg) leidub luudes ja hammastes. Kaltsium osaleb närvikoe erutuvuse, lihaste kontraktiilsuse, verehüübimise protsessides, on osa rakkude tuumast ja membraanidest, raku- ja koevedelikest, omab allergia- ja põletikuvastast toimet, ennetab atsidoosi teket, aktiveerib ensüümide ja hormoonide arv. Kaltsium osaleb ka rakumembraani läbilaskvuse reguleerimises ja sellel on vastupidine toime.

Kaltsiumipuuduse tunnused

Kaltsiumipuuduse tunnused organismis on esmapilgul järgmised mitteseotud sümptomid:

närvilisus, meeleolu halvenemine;
kardiopalmus;
krambid, jäsemete tuimus;
kasvu aeglustumine ja lapsed;
kõrge vererõhk;
küünte lõhenemine ja rabedus;
liigesevalu, "valuläve" alandamine;
raske menstruatsioon.

Kaltsiumipuuduse põhjused

Kaltsiumipuuduse põhjusteks on tasakaalustamata toitumine (eriti paastumine), vähene kaltsiumisisaldus toidus, suitsetamine ja sõltuvus kohvist ja kofeiini sisaldavatest jookidest, düsbakterioos, neeruhaigused, kilpnäärmehaigused, rasedus, imetamine ja menopaus.

Liigset kaltsiumi, mis võib tekkida piimatoodete liigse tarbimise või ravimite kontrollimatu kasutamise korral, iseloomustab tugev janu, iiveldus, oksendamine, isutus, nõrkus ja sagenenud urineerimine.

Kaltsiumi kasutamine elus

Kaltsium on leidnud rakendust uraani metallotermilisel tootmisel, looduslike ühendite kujul kasutatakse seda toorainena kipsi ja tsemendi tootmisel, desinfitseerimisvahendina (tuntud valgendi).