Olulisemad kaltsiumiühendid, nende tähendus ja kasutusala. Kaltsium (Ca, kaltsium)

Kaltsium

KALTSIUM- mina; m.[alates lat. calx (calcis) - lubi] Keemiline element (Ca), hõbevalge metall, mis on osa lubjakivist, marmorist jne.

◁ Kaltsium, oh, oh. K soolad.

kaltsium

(lat. Kaltsium), perioodilisuse tabeli II rühma keemiline element, kuulub leelismuldmetallide hulka. Nimi latist. calx, genitiiv calcis - lubi. Hõbevalge metall, tihedus 1,54 g/cm 3, t pl 842ºC. Tavalistel temperatuuridel oksüdeerub see õhu käes kergesti. Levimuse poolest maakoores on see 5. kohal (mineraalid kaltsiit, kips, fluoriit jne). Aktiivse redutseerijana kasutatakse seda U, Th, V, Cr, Zn, Be ja teiste metallide saamiseks nende ühenditest, teraste, pronksi jms deoksüdeerimiseks. See on osa hõõrdumisevastastest materjalidest. Ehituses kasutatakse kaltsiumiühendeid (lubi, tsement), meditsiinis kaltsiumipreparaate.

KALTSIUM

KALTSIUM (lat. Kaltsium), Ca (loe “kaltsium”), keemiline element aatomnumbriga 20, paikneb Mendelejevi perioodilise elementide süsteemi IIA rühmas neljandas perioodis; aatommass 40,08. Kuulub leelismuldmetallide elementide hulka (cm. LEELISMULDMETALLID).
Looduslik kaltsium koosneb nukliidide segust (cm. NUKLIID) massinumbritega 40 (segus massiga 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) ja 46 (0,003%). Välise elektronkihi 4 konfiguratsioon s 2 . Peaaegu kõigis ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2 (valents II).
Neutraalse kaltsiumi aatomi raadius on 0,1974 nm, Ca 2+ iooni raadius on 0,114 nm (koordinatsiooninumbril 6) kuni 0,148 nm (koordinatsiooninumbril 12). Neutraalse kaltsiumi aatomi järjestikuse ionisatsiooni energiad on vastavalt 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 ja 84,5 eV. Paulingi skaala järgi on kaltsiumi elektronegatiivsus umbes 1,0. Vabal kujul on kaltsium hõbevalge metall.
Avastamise ajalugu
Kaltsiumiühendeid leidub looduses kõikjal, seega on need inimkonnale tuttavad juba iidsetest aegadest. Lubja on ehituses kasutatud pikka aega (cm. LIME)(kiirlubja ja kustutatud), mida on pikka aega peetud lihtsaks aineks, "maaks". Inglise teadlane G. Davy aga 1808. aastal (cm. DAVY Humphrey)õnnestus saada lubjast uus metall. Selleks elektrolüüsis Davy kergelt niisutatud kustutatud lubja segu elavhõbeoksiidiga ja eraldas elavhõbekatoodil moodustunud amalgaamist uue metalli, mida ta nimetas kaltsiumiks (ladina keelest calx, perekond calcis – lubi). Venemaal nimetati seda metalli mõnda aega lupjamiseks.
Looduses olemine
Kaltsium on üks levinumaid elemente Maal. See moodustab 3,38% maakoore massist (hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel 5. kohal). Suure keemilise aktiivsuse tõttu ei esine kaltsiumi vabas vormis looduses. Enamik kaltsiumi leidub silikaatides (cm. SILIKAADID) ja alumiiniumsilikaadid (cm. ALUMIINIUMSILIKAADID) mitmesugused kivimid (graniidid (cm. GRANIIT), gneissid (cm. GNEISS) ja nii edasi.). Settekivimite kujul esindavad kaltsiumiühendid kriit ja lubjakivid, mis koosnevad peamiselt mineraalsest kaltsiidist (cm. KALTSIIT)(CaCO 3). Kaltsiidi kristallilist vormi – marmorit – kohtab looduses palju vähem.
Kaltsiumi mineraalid nagu lubjakivi on üsna levinud (cm. LUBJAKIVI) CaCO3, anhüdriit (cm. ANHÜDRIT) CaSO 4 ja kips (cm. KIPS) CaSO 4 2H 2 O, fluoriit (cm. FLUORIIT) CaF 2, apatiidid (cm. APATIIT) Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), dolomiit (cm. DOLOMIIT) MgCO 3 · CaCO 3. Kaltsiumi- ja magneesiumisoolade olemasolu looduslikus vees määrab selle kareduse (cm. VEE KAREDUS). 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; Kaltsiumkarbonaadist CaCO 3 on valmistatud paljude selgrootute kestad ja kestad, munakoored jne.
Kviitung
Metallist kaltsiumi 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:
4CaO + 2Al = CaAl 2O 4 + 3Ca.
Füüsilised ja keemilised omadused
Kaltsiummetall esineb kahe allotroopse modifikatsioonina (vt Allotroopia (cm. ALLOTROOPIA)). Kuni 443 °C on a-Ca kuupkujulise näokeskse võrega (parameeter a = 0,558 nm) stabiilne; b-Ca kuupkujulise kehakeskse võrega a-Fe tüüpi (parameeter a = 0,448 nm) on stabiilsem. Kaltsiumi sulamistemperatuur on 839 °C, keemistemperatuur 1484 °C, tihedus 1,55 g/cm3.
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 teisi leelismuldmetalle tavaliselt tihedalt suletud purgis kihi all. petrooleumist.
Standardpotentsiaalide seerias asub kaltsium vesinikust vasakul. Ca 2+ /Ca 0 paari standardne elektroodipotentsiaal on –2,84 V, nii et kaltsium reageerib aktiivselt veega:
Ca + 2H 2O = Ca(OH)2 + H2.
Kaltsium reageerib normaalsetes tingimustes aktiivsete mittemetallidega (hapnik, kloor, broom):
2Ca + O2 = 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 + H2 = CaH2 (kaltsiumhüdriid),
Ca + 6B = CaB 6 (kaltsiumboriid),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (kaltsiumnitriid)
Ca + 2C = CaC 2 (kaltsiumkarbiid)
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.
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,
Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.
Kaltsiumoksiid on tavaliselt aluseline. Laboris ja tehnoloogias saadakse see karbonaatide termilisel lagundamisel:
CaCO 3 = CaO + CO 2.
Tehnilist kaltsiumoksiidi CaO nimetatakse kustutamata lubjaks.
See reageerib veega, moodustades Ca(OH) 2 ja eraldab suurel hulgal soojust:
CaO + H2O = Ca(OH)2.
Sel viisil saadud Ca(OH)2 nimetatakse tavaliselt kustutatud lubjaks või lubjapiimaks (cm. LAIMI PIIM) tänu sellele, et kaltsiumhüdroksiidi lahustuvus vees on madal (20°C juures 0,02 mol/l) ning selle vette lisamisel tekib valge suspensioon.
Happeliste oksiididega suhtlemisel moodustab CaO sooli, näiteks:
CaO + CO 2 = CaCO 3; CaO + SO 3 = CaSO 4.
Ca 2+ ioon on värvitu. Kaltsiumisoolade lisamisel leegile 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 fluoriid CaF 2, karbonaat CaCO 3, sulfaat CaSO 4, keskmine ortofosfaat Ca 3 (PO 4) 2, oksalaat CaC 2 O 4 ja mõned teised.
On oluline, et erinevalt keskmisest kaltsiumkarbonaadist CaCO 3 on happeline kaltsiumkarbonaat (vesinikkarbonaat) Ca(HCO 3) 2 vees lahustuv. 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 augud (vt Karst (cm. KARST (loodusnähtus)) ja koobastesse tekivad kaunid kivijääpurikad – stalaktiidid (cm. STALAKTIIDID (mineraalsed moodustised) ja stalagmiite (cm. STALAGMIIDID).
Vees lahustunud kaltsiumvesinikkarbonaadi olemasolu määrab suuresti vee ajutise kareduse. (cm. VEE KAREDUS). Seda nimetatakse ajutiseks, kuna vee keemisel vesinikkarbonaat laguneb ja CaCO 3 sadestub. See nähtus toob kaasa näiteks asjaolu, et veekeetjasse tekib aja jooksul katlakivi.
Kaltsiumi ja selle ühendite kasutamine
Kaltsiummetalli kasutatakse uraani metallotermiliseks tootmiseks (cm. URAAN (keemiline element), toorium (cm. TOORIUM), titaan (cm. TITAAN (keemiline element)), tsirkoonium (cm. TSIRKOONIUM), tseesium (cm. CESIUM) ja rubiidium (cm. RUBIIDIUM).
Looduslikke kaltsiumiühendeid kasutatakse laialdaselt sideainete (tsement (cm. TSEMENT), kips (cm. KIPS), lubi jne). Kustutatud lubja siduv toime põhineb asjaolul, et kaltsiumhüdroksiid reageerib aja jooksul õhus leiduva süsihappegaasiga. Toimuva reaktsiooni tulemusena tekivad nõelakujulised kaltsiidi CaCO3 kristallid, mis kasvavad lähedalasuvateks kivideks, telliskivideks ja muudeks ehitusmaterjalideks ning justkui keevitavad need ühtseks tervikuks. Kristalne kaltsiumkarbonaat – marmor – on suurepärane viimistlusmaterjal. Lupjamiseks kasutatakse kriiti. Malmi tootmisel kulub suurtes kogustes lubjakivi, mis võimaldab muundada rauamaagi tulekindlad lisandid (näiteks kvarts SiO 2) suhteliselt madala sulamistemperatuuriga räbudeks.
Valgendaja on desinfitseerimisvahendina väga tõhus. (cm. pleegituspulber)- "pleegitaja" Ca(OCl)Cl - kloriidi ja kaltsiumhüpokloriidi segu (cm. KALTSIUMHÜPOKLORIIT) kõrge oksüdatsioonivõimega.
Laialdaselt kasutatakse ka kaltsiumsulfaati, mis eksisteerib nii veevaba ühendi kujul kui ka kristalsete hüdraatide kujul - nn poolvesisulfaat - alabaster (cm. ALEVIZ FRYAZIN (Milano)) CaSO 4 ·0,5H 2 O ja dihüdraatsulfaat - kips CaSO 4 ·2H 2 O. Kipsi kasutatakse laialdaselt ehituses, skulptuuris, krohvivormide ja erinevate kunstitoodete valmistamisel. Meditsiinis kasutatakse kipsi ka luude fikseerimiseks luumurdude ajal.
Kaltsiumkloriidi CaCl 2 kasutatakse koos lauasoolaga teekatete jäätumise vastu võitlemiseks. Kaltsiumfluoriid CaF 2 on suurepärane optiline materjal.
Kaltsium organismis
Kaltsium on biogeenne element (cm. BIOGEENSED ELEMENDID), mis esineb pidevalt taimede ja loomade kudedes. Loomade ja inimeste mineraalainevahetuse ning taimede mineraalse toitumise oluline komponent, kaltsium täidab organismis erinevaid funktsioone. Koosneb apatiidist (cm. APATIIT), samuti sulfaat ja karbonaat, kaltsium moodustab luukoe mineraalse komponendi. 70 kg kaaluv inimkeha sisaldab umbes 1 kg kaltsiumi. Kaltsium osaleb ioonikanalite töös (cm. ION KANALID) ainete transportimine läbi bioloogiliste membraanide närviimpulsside edastamisel (cm. NÄRVIIMPULSS), vere hüübimisprotsessides (cm. VERE HÜBIMINE) ja väetamine. Kaltsiferoolid reguleerivad kaltsiumi ainevahetust organismis (cm. KALTSIFEROOLID)(D-vitamiin). Kaltsiumi puudus või liig põhjustab erinevaid haigusi – rahhiidi (cm. RIKEIT), kaltsinoos (cm. KALTSINOOS) jne Seetõttu peab inimeste toit sisaldama kaltsiumiühendeid vajalikes kogustes (800-1500 mg kaltsiumi päevas). Kaltsiumisisaldus on kõrge piimatoodetes (nagu kodujuust, juust, piim), mõnedes köögiviljades ja muudes toiduainetes. Kaltsiumipreparaate kasutatakse meditsiinis laialdaselt.

entsüklopeediline sõnaraamat. 2009 .

Sünonüümid:

Kaltsium (ladina keeles Calcium, sümboliseerib Ca) on element, mille aatomnumber on 20 ja aatommass 40,078. See on teise rühma, Dmitri Ivanovitš Mendelejevi keemiliste elementide perioodilisuse tabeli neljanda perioodi põhialarühma element. Tavalistes tingimustes on lihtaine kaltsium kerge (1,54 g/cm3) tempermalmist pehme, keemiliselt aktiivne hõbevalge värvusega leelismuldmetall.

Looduses esineb kaltsium kuue isotoobi seguna: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), 43Ca (0,145%), 44Ca (2,06%), 46Ca (0,0033%) ja 48Ca (0,185%). Kahekümnenda elemendi peamine isotoop - kõige levinum - on 40Ca, selle isotoopide arvukus on umbes 97%. Kuuest looduslikust kaltsiumi isotoobist viis on stabiilsed; kuues isotoop 48Ca, kuuest raskeim ja üsna haruldane (selle isotoopide arvukus on vaid 0,185%), leiti hiljuti läbi kahekordse β-lagunemise poolestusajaga 5,3∙1019 aastat. Kunstlikult saadud isotoobid massinumbritega 39, 41, 45, 47 ja 49 on radioaktiivsed. Kõige sagedamini kasutatakse neid isotoopnäitajana elusorganismis toimuvate mineraalide ainevahetusprotsesside uurimisel. 45Ca, mis saadakse metallilise kaltsiumi või selle ühendite kiiritamisel neutronitega uraanireaktoris, mängib olulist rolli pinnases toimuvate ainevahetusprotsesside uurimisel ja taimede kaltsiumi imendumisprotsesside uurimisel. Tänu samale isotoobile oli sulatusprotsessi käigus võimalik tuvastada erinevat tüüpi terase ja ülipuhta raua kaltsiumiühenditega saasteallikaid.

Kaltsiumiühendid – marmor, kips, lubjakivi ja lubi (lubjakivi põletamise saadus) on tuntud juba iidsetest aegadest ning neid kasutati laialdaselt ehituses ja meditsiinis. Vanad egiptlased kasutasid oma püramiidide ehitamisel kaltsiumiühendeid ning suure Rooma elanikud leiutasid betooni – kasutades selleks killustiku, lubja ja liiva segu. Kuni 18. sajandi lõpuni olid keemikud veendunud, et lubi on lihtne tahke aine. Alles 1789. aastal väitis Lavoisier, et lubi, alumiiniumoksiid ja mõned muud ühendid on keerulised ained. 1808. aastal sai G. Davy elektrolüüsi teel kaltsiummetalli.

Metalli kaltsiumi kasutamine on seotud selle kõrge keemilise aktiivsusega. Seda kasutatakse teatud metallide ühenditest, näiteks toorium, uraan, kroom, tsirkoonium, tseesium, rubiidium, regenereerimiseks; hapniku ja väävli eemaldamiseks terasest ja mõnedest muudest sulamitest; orgaaniliste vedelike dehüdratsiooniks; jääkgaaside absorbeerimiseks vaakumseadmetes. Lisaks toimib kaltsiummetall mõnedes sulamites legeeriva komponendina. Kaltsiumiühendeid kasutatakse palju laiemalt – neid kasutatakse ehituses, pürotehnikas, klaasitootmises, meditsiinis ja paljudes muudes valdkondades.

Kaltsium on üks olulisemaid biogeenseid elemente, see on vajalik enamikule elusorganismidele normaalseks elutegevuseks. Täiskasvanu keha sisaldab kuni poolteist kilogrammi kaltsiumi. Seda leidub kõigis elusorganismide kudedes ja vedelikes. Kahekümnes element on vajalik luukoe moodustamiseks, südame löögisageduse säilitamiseks, vere hüübimiseks, raku välismembraanide normaalse läbilaskvuse säilitamiseks ja mitmete ensüümide moodustamiseks. Funktsioonide loetelu, mida kaltsium taimede ja loomade kehas täidab, on väga pikk. Piisab, kui öelda, et kaltsiumivabas keskkonnas suudavad areneda ainult haruldased organismid ja teised organismid koosnevad 38% sellest elemendist (inimkeha sisaldab ainult umbes 2% kaltsiumi).

Bioloogilised omadused

Kaltsium on üks biogeensetest elementidest, selle ühendeid leidub peaaegu kõigis elusorganismides (kaltsiumivabas keskkonnas suudavad areneda vähesed organismid), tagades eluprotsesside normaalse kulgemise. Kahekümnes element esineb kõigis loomade ja taimede kudedes ja vedelikes, suurem osa sellest (selgroogsete organismide, sealhulgas inimeste puhul) sisaldub skeletis ja hammastes fosfaatide kujul (näiteks hüdroksüapatiit Ca5(PO4)3OH või 3Ca3 (PO4)2 Ca(OH)2). Kahekümnenda elemendi kasutamine luude ja hammaste ehitusmaterjalina on tingitud sellest, et rakus ei kasutata kaltsiumioone. Kaltsiumi kontsentratsiooni kontrollivad spetsiaalsed hormoonid, nende koostoime säilitab ja säilitab luustruktuuri. Enamiku selgrootute rühmade (molluskid, korallid, käsnad jt) luustikud on ehitatud kaltsiumkarbonaadi CaCO3 (lubi) erinevatest vormidest. Paljud selgrootud säilitavad kaltsiumi enne sulamist uue luustiku ehitamiseks või elutähtsate funktsioonide tagamiseks ebasoodsates tingimustes. Loomad saavad kaltsiumi toidust ja veest ning taimed mullast ning selle elemendi suhtes jagunevad nad kaltsifiilideks ja kaltsefoobideks.

Selle olulise mikroelemendi ioonid osalevad vere hüübimisprotsessides, samuti vere pideva osmootse rõhu tagamises. Lisaks on kaltsium vajalik mitmete rakustruktuuride moodustamiseks, raku välismembraanide normaalse läbilaskvuse säilitamiseks, kalade ja teiste loomade marjade viljastamiseks ning paljude ensüümide aktiveerimiseks (võib-olla on see asjaolu tingitud asjaolust, et et kaltsium asendab magneesiumiioone). Kaltsiumiioonid edastavad ergastuse lihaskiule, põhjustades selle kokkutõmbumist, suurendades südame kontraktsioonide tugevust, suurendades leukotsüütide fagotsüütfunktsiooni, aktiveerides kaitsvate verevalkude süsteemi, reguleerides eksotsütoosi, sealhulgas hormoonide ja neurotransmitterite sekretsiooni. Kaltsium mõjutab veresoonte läbilaskvust – ilma selle elemendita ladestuksid rasvad, lipiidid ja kolesterool veresoonte seintele. Kaltsium soodustab raskmetallide soolade ja radionukliidide vabanemist organismist ning täidab antioksüdantseid funktsioone. Kaltsium mõjutab reproduktiivsüsteemi, omab stressivastast ja allergiavastast toimet.

Kaltsiumisisaldus täiskasvanud inimese (kaaluga 70 kg) kehas on 1,7 kg (peamiselt luukoe rakkudevahelises aines). Selle elemendi vajadus sõltub vanusest: täiskasvanute jaoks on vajalik päevane kogus 800–1000 milligrammi, lastele 600–900 milligrammi. Laste puhul on eriti oluline luude intensiivseks kasvuks ja arenguks vajaliku annuse tarbimine. Peamine kaltsiumiallikas organismis on piim ja piimatooted, ülejäänud kaltsiumi saab lihast, kalast ja mõnest taimsest saadusest (eriti kaunviljadest). Kaltsiumi katioonide imendumine toimub jäme- ja peensooles, imendumist soodustavad happeline keskkond, C- ja D-vitamiinid, laktoos (piimhape) ja küllastumata rasvhapped. Aspiriin, oksaalhape ja östrogeeni derivaadid omakorda vähendavad oluliselt kahekümnenda elemendi seeduvust. Seega, kombineerituna oksaalhappega, tekib kaltsiumist vees lahustumatud ühendid, mis on neerukivide komponendid. Magneesiumi roll kaltsiumi ainevahetuses on suur - selle puudusega "pestakse" kaltsium luudest välja ja ladestub neerudesse (neerukividesse) ja lihastesse. Üldjuhul on organismil kahekümnenda elemendi säilitamiseks ja vabastamiseks keeruline süsteem, seetõttu on kaltsiumisisaldus veres täpselt reguleeritud ning õige toitumise korral ei teki selle puudust ega liigsust. Pikaajaline kaltsiumi dieet võib põhjustada krampe, liigesevalu, kõhukinnisust, väsimust, uimasust ja kasvupeetust. Pikaajaline kaltsiumi puudus toidus põhjustab osteoporoosi arengut. Nikotiin, kofeiin ja alkohol on mõned kaltsiumipuuduse põhjused organismis, kuna need aitavad kaasa selle intensiivsele eritumisele uriiniga. Kahekümnenda elemendi (ehk D-vitamiini) liig toob aga kaasa negatiivsed tagajärjed – areneb hüperkaltseemia, mille tagajärjeks on luude ja kudede intensiivne lupjumine (mõjutab peamiselt kuseteede süsteemi). Pikaajaline kaltsiumi ülejääk häirib lihas- ja närvikudede tööd, suurendab vere hüübimist ja vähendab tsingi omastamist luurakkudes. Võib tekkida osteoartriit, katarakt ja vererõhuprobleemid. Eeltoodust võime järeldada, et taime- ja loomaorganismide rakud vajavad rangelt määratletud kaltsiumiioonide vahekorda.

Farmakoloogias ja meditsiinis kasutatakse kaltsiumiühendeid vitamiinide, tablettide, pillide, süstide, antibiootikumide valmistamiseks, samuti ampullide ja meditsiinitarvete valmistamiseks.

Selgub, et meeste viljatuse üsna levinud põhjus on kaltsiumi puudus organismis! Fakt on see, et sperma peas on noolekujuline moodustis, mis koosneb täielikult kaltsiumist, piisava koguse selle elemendi korral suudab sperma ületada membraani ja viljastada munaraku, ebapiisava koguse korral viljatus esineb.

Ameerika teadlased on leidnud, et kaltsiumiioonide puudumine veres põhjustab mälu ja intelligentsuse vähenemist. Näiteks USA tuntud ajakirjast Science News sai teatavaks katsed, mis kinnitasid, et kassidel tekib konditsioneeritud refleks ainult siis, kui nende ajurakud sisaldavad rohkem kaltsiumi kui veri.

Põllumajanduses kõrgelt hinnatud kaltsiumtsüaanamiidühendit kasutatakse mitte ainult lämmastikväetisena ja karbamiidi allikana - väärtusliku väetisena ja toorainena sünteetiliste vaikude tootmiseks, vaid ka ainena, millega oli võimalik mehhaniseerida puuvillapõldude koristamine. Fakt on see, et pärast selle ühendiga töötlemist heidab puuvillataim koheselt oma lehti, mis võimaldab inimestel jätta puuvilla korjamise masinate hooleks.

Kaltsiumirikastest toiduainetest rääkides mainitakse alati piimatooteid, kuid piim ise sisaldab kaltsiumi 120 mg (lehm) kuni 170 mg (lambad) 100 g kohta; kodujuust on veelgi viletsam - ainult 80 mg 100 grammi kohta. Piimatoodetest sisaldab ainult juust kaltsiumi 730 mg (Gouda) kuni 970 mg (Emmental) 100 g toote kohta. Kahekümnenda elemendi sisalduse rekordiomanik on aga moon - 100 grammi mooniseemneid sisaldab ligi 1500 mg kaltsiumi!

Kaltsiumkloriid CaCl2, mida kasutatakse näiteks külmutusseadmetes, on paljude keemiliste tehnoloogiliste protsesside, eelkõige sooda suuremahulise tootmise jääkprodukt. Vaatamata kaltsiumkloriidi laialdasele kasutamisele erinevates valdkondades on selle tarbimine aga oluliselt väiksem kui selle tootmine. Sel põhjusel moodustuvad näiteks soodatehaste läheduses terved kaltsiumkloriidi soolvee järved. Sellised säilitustiigid pole haruldased.

Et aru saada, kui palju kaltsiumiühendeid tarbitakse, tasub tuua vaid paar näidet. Terase tootmisel kasutatakse lubja fosfori, räni, mangaani ja väävli eemaldamiseks, hapnikukonverteri protsessis kulub ühe tonni terase kohta 75 kilogrammi lupja! Teine näide pärineb hoopis teisest valdkonnast – toiduainetööstusest. Suhkru tootmisel lastakse toorsuhkrusiirup reageerida lubjaga, et sadestada kaltsiumsahharoos. Niisiis vajab roosuhkur tavaliselt umbes 3-5 kg ​​lupja tonni kohta ja peedisuhkur - sada korda rohkem, see tähendab umbes pool tonni laimi tonni suhkru kohta!

Vee karedus on hulk omadusi, mida selles lahustunud kaltsiumi- ja magneesiumisoolad veele annavad. Jäikus jaguneb ajutiseks ja püsivaks. Ajutine ehk karbonaatne kõvadus on tingitud lahustuvate süsivesinike Ca(HCO3)2 ja Mg(HCO3)2 olemasolust vees. Karbonaatkaredusest on väga lihtne vabaneda – vee keetmisel muutuvad bikarbonaadid vees lahustumatuteks kaltsium- ja magneesiumkarbonaatideks, sadestuvad. Püsiva kõvaduse tekitavad samade metallide sulfaadid ja kloriidid, kuid sellest vabanemine on palju keerulisem. Kare vesi pole ohtlik mitte niivõrd seebivahu teket takistav ja seetõttu pesu pesemine halvem, kui palju hullem on see, et see moodustab aurukateldes ja katlasüsteemides katlakivi, vähendades seeläbi nende efektiivsust ja põhjustades hädaolukordi. Huvitav on see, et Vana-Roomas teadsid nad, kuidas vee karedust määrata. Reagendina kasutati punast veini – selle värvained moodustavad kaltsiumi- ja magneesiumiioonidega sademe.

Kaltsiumi säilitamiseks ettevalmistamise protsess on väga huvitav. Kaltsiummetalli säilitatakse pikka aega tükkidena, mis kaaluvad 0,5–60 kg. Need valuplokid pakitakse paberkottidesse, seejärel asetatakse joodetud ja värvitud õmblustega galvaniseeritud rauast anumatesse. Tihedalt suletud anumad asetatakse puidust kastidesse. Alla poole kilogrammi kaaluvaid tükke ei saa kaua säilitada – oksüdeerides muutuvad need kiiresti oksiidiks, hüdroksiidiks ja kaltsiumkarbonaadiks.

Lugu

Kaltsiummetall saadi suhteliselt hiljuti - 1808. aastal, kuid inimkond on selle metalli ühenditega tuttav juba väga pikka aega. Iidsetest aegadest on inimesed ehituses ja meditsiinis kasutanud lubjakivi, kriiti, marmorit, alabastrit, kipsi ja muid kaltsiumi sisaldavaid ühendeid. Lubjakivi CaCO3 oli tõenäoliselt esimene ehitusmaterjal, mida inimesed kasutasid. Seda kasutati Egiptuse püramiidide ja Hiina müüri ehitamisel. Paljud Venemaa templid ja kirikud, samuti enamik iidse Moskva hooneid ehitati lubjakivist - valgest kivist. Isegi iidsetel aegadel sai inimene lubjakivi põletades kustutatud lubja (CaO), mida tõendavad Plinius Vanem (1. sajand pKr) ja Rooma armee arsti Dioscorides, kellele ta tutvustas oma koostises kaltsiumoksiidi. essee “Ravimitest.” nimetus “kiirlubi”, mis on säilinud tänapäevani. Ja seda kõike hoolimata tõsiasjast, et puhast kaltsiumoksiidi kirjeldas esmakordselt saksa keemik I. Siis alles 1746. aastal ja 1755. aastal avastas keemik J. Black põletamisprotsessi uurides, et lubjakivi massi kadu põletamise ajal on tingitud gaasilise süsinikdioksiidi eraldumine:

CaCO3 ↔ CO2 + CaO

Giza püramiidides kasutatud Egiptuse mördid põhinesid osaliselt dehüdreeritud kipsil CaSO4 2H2O ehk teisisõnu alabastril 2CaSO4∙H2O. See on ka kogu Tutanhamoni hauakambri krohvi alus. Egiptlased kasutasid niisutuskonstruktsioonide ehitamisel sideainena põletatud kipsi (alabastrit). Põletades looduslikku kipsi kõrgel temperatuuril, saavutasid Egiptuse ehitajad selle osalise dehüdratsiooni ja molekulist eraldati mitte ainult vesi, vaid ka väävelanhüdriid. Järgnevalt saadi veega lahjendamisel väga tugev mass, mis ei kartnud vett ja temperatuurikõikumisi.

Roomlasi võib õigustatult nimetada betooni leiutajateks, sest nad kasutasid oma hoonetes ühte selle ehitusmaterjali sortidest - killustiku, liiva ja lubja segu. Plinius Vanem kirjeldab sellisest betoonist tsisternide ehitamist: "Tisternide ehitamiseks võtke viis osa puhast kruusaliiva, kaks osa parimat kustutatud lupja ja sileksi (kõva laava) killud, mis ei kaalu rohkem kui 1 purustage kumbki, pärast segamist tihendage alumine ja külgpind raudrammi löökidega. Itaalia niiskes kliimas oli betoon kõige vastupidavam materjal.

Selgub, et inimkond on juba ammu teadlik kaltsiumiühenditest, mida nad laialdaselt tarbisid. Kuid kuni 18. sajandi lõpuni pidasid keemikud lubja lihtsaks tahkeks aineks, alles uue sajandi künnisel hakati uurima lubja ja teiste kaltsiumiühendite olemust. Nii arvas Stahl, et lubi on keeruline keha, mis koosneb mullasest ja vesisest põhimõtetest, ning Black tegi vahe söövitava lubja ja süsiniku lubja vahel, mis sisaldas "kindlat õhku". Antoine Laurent Lavoisier klassifitseeris lubjarikka pinnase (CaO) elemendiks ehk lihtsaks aineks, kuigi 1789. aastal väitis ta, et lubi, magneesiumoksiid, bariit, alumiiniumoksiid ja ränidioksiid on keerulised ained, kuid seda on võimalik tõestada ainult "kangekaelse maa" (kaltsiumoksiidi) lagundamine. Ja esimene inimene, kes õnnestus, oli Humphry Davy. Pärast kaalium- ja naatriumoksiidide edukat lagundamist elektrolüüsi teel otsustas keemik saada leelismuldmetalle samal viisil. Esimesed katsed aga ebaõnnestusid – inglane üritas lubja lagundada elektrolüüsi teel õhus ja õlikihi all, seejärel kaltsineeris lubi torus metallilise kaaliumiga ja tegi palju muid katseid, kuid tulutult. Lõpuks sai ta elavhõbekatoodiga seadmes lubja elektrolüüsil amalgaami ja sellest metallilise kaltsiumi. Üsna pea täiustasid seda metalli saamise meetodit I. Berzelius ja M. Pontin.

Uus element sai oma nime ladinakeelsest sõnast “calx” (genitiivis calcis) - lubi, pehme kivi. Calx nimetati kriidi-, lubjakivi-, tavaliselt veeriskivi, kuid kõige sagedamini lubjapõhist mörti. Seda mõistet kasutasid ka antiikautorid (Vitruvius, Plinius Vanem, Dioscorides), kirjeldades lubjakivi põletamist, lubja kustutamist ja mörtide valmistamist. Hiljem, alkeemikute ringis, tähistas "calx" põletamise saadust üldiselt - eriti metalle. Näiteks metallioksiide nimetati metallilubjadeks ja põletusprotsessi ennast kaltsineerimiseks. Vanavene retseptikirjanduses leidub sõna kal (mustus, savi), nii et Kolmainsuse-Sergius Lavra (XV sajand) kogus öeldakse: "Leidke väljaheited, millest nad loovad tiigli kulla." Alles hiljem sai sõna väljaheide, mis on kahtlemata seotud sõnaga "calx", sünonüümiks sõnale sõnnik. 19. sajandi alguse vene kirjanduses nimetati kaltsiumi mõnikord lubjarikka maa aluseks, lupjamiseks (Shcheglov, 1830), lupjumiseks (Iovsky), kaltsiumiks, kaltsiumiks (Hess).

Looduses olemine

Kaltsium on üks levinumaid elemente meie planeedil - kvantitatiivselt looduses viies (mittemetallidest on levinum ainult hapnik - 49,5% ja räni - 25,3%) ja kolmas metallide hulgas (ainult alumiinium on levinum - 7,5% ja raud - 5,08%). Kaltsiumi Clarke (keskmine sisaldus maakoores) on erinevatel hinnangutel vahemikus 2,96 massiprotsenti kuni 3,38%, võime kindlalt öelda, et see arv on umbes 3%. Kaltsiumiaatomi väliskestal on kaks valentselektroni, mille ühendus tuumaga on üsna nõrk. Sel põhjusel on kaltsium väga keemiliselt reaktiivne ega esine looduses vabas vormis. Kuid see rändab ja akumuleerub aktiivselt erinevates geokeemilistes süsteemides, moodustades ligikaudu 400 mineraali: silikaadid, aluminosilikaadid, karbonaadid, fosfaadid, sulfaadid, borosilikaadid, molübdaadid, kloriidid jt, olles selle näitaja järgi neljandal kohal. Basaltsete magmade sulamisel koguneb kaltsium sulamisse ja sisaldub peamiste kivimit moodustavate mineraalide koostises, mille fraktsioneerimisel magma diferentseerumisel aluselistest happelisteks kivimiteks selle sisaldus väheneb. Suures osas asub kaltsium maakoore alumises osas, akumuleerudes põhilistesse kivimitesse (6,72%); Maa vahevöös on kaltsiumi vähe (0,7%) ja maa tuumas tõenäoliselt veelgi vähem (südamikuga sarnastes raudmeteoriitides on kahekümnes element vaid 0,02%).

Tõsi, kivimeteoriitides on kaltsiumi klarki 1,4% (leitakse harvaesinevat kaltsiumsulfiidi), keskmise suurusega kivimites on see 4,65% ja happelistes kivimites on kaltsiumi massi järgi 1,58%. Peamine osa kaltsiumist sisaldub mitmesuguste kivimite (graniidid, gneissid jne) silikaatides ja aluminosilikaatides, eriti päevakivis - anortiit Ca, samuti diopsiid CaMg, wollastonite Ca3. Settekivimite kujul esindavad kaltsiumiühendid kriit ja lubjakivid, mis koosnevad peamiselt mineraalsest kaltsiidist (CaCO3).

Kaltsiumkarbonaat CaCO3 on üks enim leiduvaid ühendeid Maal – kaltsiumkarbonaadi mineraalid katavad ligikaudu 40 miljonit ruutkilomeetrit maakera pinnast. Mitmel pool Maa pinnal leidub olulisi kaltsiumkarbonaadi setteid, mis tekkisid iidsete mereorganismide jäänustest – kriit, marmor, lubjakivi, kestakivimid – see kõik on CaCO3 koos väikeste lisanditega ja kaltsiit on puhas CaCO3. Tähtsaim neist mineraalidest on lubjakivi, õigemini lubjakivid – sest iga maardla erineb nii tiheduse, koostise kui ka lisandite hulga poolest. Näiteks koorekivi on orgaanilise päritoluga lubjakivi ja vähem lisandeid sisaldav kaltsiumkarbonaat moodustab läbipaistvaid lubjakivi ehk Islandi kivikristalle. Kriit on veel üks levinud kaltsiumkarbonaadi tüüp, kuid marmor, kaltsiidi kristalne vorm, on looduses palju vähem levinud. On üldtunnustatud, et marmor tekkis iidsetel geoloogilistel ajastutel lubjakivist. Maakoore liikudes mattusid üksikud lubjakiviladestused teiste kivimite kihtide alla. Kõrge rõhu ja temperatuuri mõjul toimus ümberkristalliseerumisprotsess ja lubjakivi muutus tihedamaks kristalliliseks kivimiks - marmoriks. Kummalised stalaktiidid ja stalagmiidid on mineraalne aragoniit, mis on teist tüüpi kaltsiumkarbonaat. Ortorombiline aragoniit tekib soojades meredes – Bahama saartel, Florida Keysis ja Punase mere basseinis tekivad tohutud kaltsiumkarbonaadi kihid aragoniidi kujul. Üsna laialt levinud on ka kaltsiummineraalid nagu fluoriit CaF2, dolomiit MgCO3 CaCO3, anhüdriit CaSO4, fosforiit Ca5(PO4)3(OH,CO3) (erinevate lisanditega) ja apatiidid Ca5(PO4)3(F,Cl,OH) - vormid kaltsiumfosfaat, alabaster CaSO4 0,5H2O ja kips CaSO4 2H2O (kaltsiumsulfaadi vormid) ja teised. Kaltsiumi sisaldavad mineraalid sisaldavad isomorfselt asendavaid lisandelemente (näiteks naatriumi, strontsiumi, haruldaste muldmetallide, radioaktiivseid ja muid elemente).

Suur kogus kahekümnendat elementi leidub looduslikes vetes, kuna halvasti lahustuva CaCO3, hästi lahustuva Ca(HCO3)2 ja vees ja õhus leiduva CO2 vahel valitseb globaalne "karbonaaditasakaal".

CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2 = Ca2+ + 2HCO3-

See reaktsioon on pöörduv ja on kahekümnenda elemendi ümberjaotumise aluseks - suure süsinikdioksiidi sisaldusega vees on kaltsium lahuses ja madala CO2 sisaldusega sadestub mineraalne kaltsiit CaCO3, moodustades paksud lubjakivi, kriidi ladestused. ja marmorist.

Märkimisväärne kogus kaltsiumi on osa elusorganismidest, näiteks hüdroksüapatiit Ca5(PO4)3OH või teises kirjes 3Ca3(PO4)2 Ca(OH)2 - selgroogsete, sealhulgas inimeste luukoe alus. Kaltsiumkarbonaat CaCO3 on paljude selgrootute, munakoorte, korallide ja isegi pärlite kestade ja kestade põhikomponent.

Rakendus

Kaltsiumi metalli kasutatakse üsna harva. Põhimõtteliselt kasutatakse seda metalli (nagu ka selle hüdriidi) raskesti redutseeritavate metallide - uraani, titaani, tooriumi, tsirkooniumi, tseesiumi, rubiidiumi ja mitmete haruldaste muldmetallide (oksiidid või halogeniidid) - metallotermiliseks tootmiseks. ). Kaltsiumi kasutatakse redutseerijana nikli, vase ja roostevaba terase tootmisel. Kahekümnendat elementi kasutatakse ka teraste, pronksi ja muude sulamite desoksüdeerimiseks, väävli eemaldamiseks naftasaadustest, orgaaniliste lahustite dehüdreerimiseks, argooni puhastamiseks lämmastikulisanditest ja gaasiabsorberina elektrilistes vaakumseadmetes. Kaltsiummetalli kasutatakse Pb-Na-Ca süsteemi (kasutatakse laagrites) hõõrdumisvastaste sulamite tootmisel, samuti Pb-Ca sulamit, mida kasutatakse elektrikaablite ümbriste valmistamiseks. Ränikaltsiumisulamit (Ca-Si-Ca) kasutatakse kvaliteetteraste tootmisel deoksüdeeriva ainena ja degaseeriva ainena. Kaltsiumi kasutatakse nii alumiiniumisulamite legeeriva elemendina kui ka magneesiumisulamite modifitseeriva lisandina. Näiteks kaltsiumi lisamine suurendab alumiiniumlaagrite tugevust. Puhast kaltsiumi kasutatakse ka plii legeerimiseks, mida kasutatakse madala isetühjenemisega akuplaatide ja hooldusvabade starteri plii-happeakude tootmiseks. Metallist kaltsiumi kasutatakse ka kvaliteetsete kaltsiumi babbits BKA tootmiseks. Kaltsiumi abil reguleeritakse malmi süsinikusisaldust ja eemaldatakse pliist vismut ning teras puhastatakse hapnikust, väävlist ja fosforist. Kaltsiumi, aga ka selle sulameid alumiiniumi ja magneesiumiga kasutatakse termoelektrilistes varuakudes anoodina (näiteks kaltsiumkromaatelement).

Kahekümnenda elemendi ühendeid kasutatakse aga palju laiemalt. Ja kõigepealt räägime looduslikest kaltsiumiühenditest. Üks levinumaid kaltsiumiühendeid Maal on CaCO3 karbonaat. Puhas kaltsiumkarbonaat on mineraalne kaltsiit ning lubjakivi, kriit, marmor ja koorikkivi on CaCO3 koos väikeste lisanditega. Kaltsium- ja magneesiumkarbonaadi segu nimetatakse dolomiidiks. Lubjakivi ja dolomiiti kasutatakse peamiselt ehitusmaterjalina, teekattena või pinnase happesuse eemaldajana. Kaltsiumkarbonaat CaCO3 on vajalik kaltsiumoksiidi (kustutatud lubja) CaO ja kaltsiumhüdroksiidi (kustutatud lubi) Ca(OH)2 tootmiseks. CaO ja Ca(OH)2 on omakorda peamised ained paljudes keemia-, metallurgia- ja masinaehitustööstuse valdkondades - kaltsiumoksiidi nii vabal kujul kui ka keraamiliste segude osana kasutatakse tulekindlate materjalide tootmisel; Tselluloosi- ja paberitööstus vajab kolossaalses koguses kaltsiumhüdroksiidi. Lisaks kasutatakse Ca(OH)2 valgendi (hea pleegitus- ja desinfitseerimisvahend), Berthollet' soola, sooda ja mõnede taimekahjurite tõrjeks mõeldud pestitsiidide tootmisel. Terase tootmisel kulub tohutul hulgal lupja – väävli, fosfori, räni ja mangaani eemaldamiseks. Teine lubja roll metallurgias on magneesiumi tootmine. Lubja kasutatakse ka määrdeainena terastraadi tõmbamisel ja väävelhapet sisaldavate peitsimisvedelike jäätmete neutraliseerimisel. Lisaks on lubi kõige levinum keemiline reagent joogi- ja tööstusvee töötlemisel (koos maarja- või rauasooladega koaguleerib suspensioone ja eemaldab setteid, samuti pehmendab vett, eemaldades ajutise – vesinikkarbonaadi – kareduse). Igapäevaelus ja meditsiinis kasutatakse sadestatud kaltsiumkarbonaati happe neutraliseerijana, nõrga abrasiivina hambapastades, täiendava kaltsiumi allikana dieedis, närimiskummi komponendina, täiteainena kosmeetikas. CaCO3 kasutatakse ka täiteainena kummides, lateksides, värvides ja emailides, samuti plastides (umbes 10% massist), et parandada nende kuumakindlust, jäikust, kõvadust ja töödeldavust.

Kaltsiumfluoriid CaF2 on eriti oluline, sest mineraali (fluoriidi) kujul on see ainus tööstuslikult oluline fluoriallikas! Kaltsiumfluoriidi (fluoriiti) kasutatakse monokristallide kujul optikas (astronoomilised objektiivid, läätsed, prismad) ja lasermaterjalina. Fakt on see, et ainult kaltsiumfluoriidist valmistatud klaasid läbivad kogu spektripiirkonda. Kaltsiumvolfraati (scheeliiti) monokristallide kujul kasutatakse lasertehnoloogias ja ka stsintillaatorina. Vähem oluline pole ka kaltsiumkloriid CaCl2 – külmutusseadmete ning traktorite ja muude sõidukite rehvide täitmiseks mõeldud soolvee komponent. Kaltsiumkloriidi abil puhastatakse teed ja kõnniteed lumest ja jääst, seda ühendit kasutatakse kivisöe ja maagi külmumise eest transportimisel ja ladustamisel, puit immutatakse selle lahusega, et muuta see tulekindlaks. CaCl2 kasutatakse betoonisegudes, et kiirendada tardumise algust ning suurendada betooni alg- ja lõpptugevust.

Kunstlikult toodetud kaltsiumkarbiidi CaC2 (kaltsiumoksiidi kaltsineerimisel elektriahjudes koksiga) kasutatakse atsetüleeni tootmiseks ja metallide redutseerimiseks, samuti kaltsiumtsüaanamiidi tootmiseks, mis omakorda eraldab veeauru toimel ammoniaaki. Lisaks kasutatakse kaltsiumtsüaanamiidi uurea tootmiseks – väärtuslikku väetist ja toorainet sünteetiliste vaikude tootmiseks. Kaltsiumi kuumutamisel vesiniku atmosfääris saadakse CaH2 (kaltsiumhüdriid), mida kasutatakse metallurgias (metallotermias) ja vesiniku tootmisel põllul (1 kilogrammist kaltsiumhüdriidist saab rohkem kui kuupmeetri vesinikku ), mida kasutatakse näiteks õhupallide täitmiseks. Laboripraktikas kasutatakse kaltsiumhüdriidi energeetilise redutseerijana. Insektitsiid kaltsiumarsenaat, mis saadakse arseenhappe neutraliseerimisel lubjaga, on laialdaselt kasutusel vati-kärsaka, varbaliblika, tubakaussi ja Colorado kartulimardika vastu võitlemiseks. Olulised fungitsiidid on vasksulfaadist ja kaltsiumhüdroksiidist valmistatud lubisulfaadipihustid ja Bordeaux’ segud.

Tootmine

Esimene inimene, kes kaltsiummetalli hankis, oli inglise keemik Humphry Davy. 1808. aastal elektrolüüsis ta anoodina toimival plaatinaplaadil märja kustutatud lubja Ca(OH)2 segu elavhõbeoksiidiga HgO (elavhõbedasse sukeldatud plaatinatraat toimis katoodina), mille tulemusena sai Davy kaltsiumi. amalgaami, eemaldades sellest elavhõbeda, sai keemik uue metalli, mida ta nimetas kaltsiumiks.

Kaasaegses tööstuses saadakse vaba metallilist kaltsiumi kaltsiumkloriidi CaCl2, mille osakaal on 75-85%, ja kaaliumkloriidi KCl (võimalik kasutada CaCl2 ja CaF2 segu) elektrolüüsil või aluminotermilise redutseerimise teel. kaltsiumoksiidi CaO temperatuuril 1170-1200 °C. Elektrolüüsiks vajalik puhas veevaba kaltsiumkloriid saadakse söe juuresolekul kuumutamisel kaltsiumoksiidi kloorimisel või vesinikkloriidhappe toimel lubjakivile saadud CaCl2∙6H2O dehüdreerimisel. Elektrolüütiline protsess toimub elektrolüüsivannis, kuhu asetatakse kuiv lisanditeta kaltsiumkloriidsool ja segu sulamistemperatuuri alandamiseks vajalik kaaliumkloriid. Grafiitplokid asetatakse vanni kohale - anood, vase-kaltsiumisulamiga täidetud malmist või terasest vann, toimib katoodina. Elektrolüüsi käigus läheb kaltsium vase-kaltsiumisulamisse, rikastades seda oluliselt, osa rikastatud sulamist eemaldatakse pidevalt, selle asemel lisatakse kaltsiumivaese sulam (30-35% Ca), samal ajal tekib kloor. kloori-õhu segu (anoodgaasid), mis seejärel läheb lubjapiima kloorimiseks. Rikastatud vase-kaltsiumisulamit saab kasutada otse sulamina või saata puhastamiseks (destilleerimiseks), kus sellest saadakse tuumapuhta metalliline kaltsium vaakumis destilleerimise teel (temperatuuril 1000–1080 °C ja jääkrõhul 13-20 kPa). Kõrge puhtusastmega kaltsiumi saamiseks destilleeritakse seda kaks korda. Elektrolüüsiprotsess viiakse läbi temperatuuril 680-720 °C. Fakt on see, et see on elektrolüütilise protsessi jaoks kõige optimaalsem temperatuur - madalamal temperatuuril hõljub kaltsiumiga rikastatud sulam elektrolüüdi pinnale ja kõrgemal temperatuuril lahustub kaltsium elektrolüüdis CaCl moodustumisega. Elektrolüüsil vedelate katoodidega kaltsiumi ja plii või kaltsiumi ja tsingi sulamitest, kaltsiumi sulamitest pliiga (laagrite jaoks) ja tsingiga (vahtbetooni tootmiseks - sulami reageerimisel niiskusega eraldub vesinik ja tekib poorne struktuur ) saadakse otse. Mõnikord viiakse protsess läbi jahutatud raudkatoodiga, mis puutub kokku ainult sulanud elektrolüüdi pinnaga. Kaltsiumi vabanemisel tõstetakse katood järk-järgult üles ja sulatisest tõmmatakse välja kaltsiumpulk (50-60 cm), mida õhuhapniku eest kaitseb tahkestunud elektrolüüdi kiht. Puutemeetod toodab kaltsiumi, mis on tugevalt saastunud kaltsiumkloriidi, raua, alumiiniumi ja naatriumiga; puhastamine toimub argooni atmosfääris sulatamise teel.

Teist kaltsiumi tootmise meetodit – metallotermilist – põhjendas teoreetiliselt juba 1865. aastal kuulus vene keemik N. N. Beketov. Aluminotermiline meetod põhineb reaktsioonil:

6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca

Kaltsiumoksiidi ja pulbristatud alumiiniumi segust pressitakse briketid, need asetatakse kroom-nikkelterasest retorti ja saadud kaltsium destilleeritakse ära temperatuuril 1170-1200 °C ja jääkrõhul 0,7-2,6 Pa. Kaltsium saadakse auruna, mis seejärel kondenseerub külmale pinnale. Aluminotermilist meetodit kaltsiumi tootmiseks kasutatakse Hiinas, Prantsusmaal ja paljudes teistes riikides. USA oli esimene, kes kasutas Teise maailmasõja ajal metallotermilist meetodit kaltsiumi tööstuslikuks tootmiseks. Samamoodi saab kaltsiumi saada CaO redutseerimisel ferrosiliitsiumi või ränialumiiniumiga. Kaltsiumi toodetakse valuplokkide või lehtedena, mille puhtus on 98–99%.

Mõlemal meetodil on plusse ja miinuseid. Elektrolüütiline meetod on mitmeotstarbeline, energiamahukas (1 kg kaltsiumi kohta kulub 40-50 kWh energiat), samuti ei ole see keskkonnasõbralik, nõudes suures koguses reaktiive ja materjale. Kaltsiumi saagis on selle meetodi puhul aga 70-80%, aluminotermilise meetodi puhul aga ainult 50-60%. Lisaks on kaltsiumi saamise metallotermilise meetodi puuduseks see, et on vaja läbi viia korduv destilleerimine ning eeliseks on madal energiatarbimine ning gaaside ja vedelate kahjulike heitmete puudumine.

Mitte kaua aega tagasi töötati välja uus meetod kaltsiummetalli tootmiseks – see põhineb kaltsiumkarbiidi termilisel dissotsiatsioonil: vaakumis temperatuurini 1750 °C kuumutatud karbiid laguneb, moodustades kaltsiumi auru ja tahke grafiidi.

Kuni 20. sajandi keskpaigani toodeti kaltsiummetalli väga väikestes kogustes, kuna see ei leidnud peaaegu mingit rakendust. Näiteks Ameerika Ühendriikides ei tarbitud Teise maailmasõja ajal kaltsiumi rohkem kui 25 tonni ja Saksamaal vaid 5-10 tonni. Alles 20. sajandi teisel poolel, kui sai selgeks, et kaltsium on aktiivne redutseerija paljudele haruldastele ja tulekindlatele metallidele, kasvas kiiresti tarbimine (umbes 100 tonni aastas) ja sellest tulenevalt ka selle metalli tootmine. algas. Tuumatööstuse arenguga, kus kaltsiumi kasutatakse uraantetrafluoriidist uraani metallotermilise redutseerimise komponendina (välja arvatud USA-s, kus kaltsiumi asemel kasutatakse magneesiumi), on nõudlus (umbes 2000 tonni aastas) elemendi number kakskümmend, samuti selle tootmine on mitmekordseks kasvanud. Praegu võib kaltsiummetalli peamisteks tootjateks pidada Hiinat, Venemaad, Kanadat ja Prantsusmaad. Nendest riikidest saadetakse kaltsium USA-sse, Mehhikosse, Austraaliasse, Šveitsi, Jaapanisse, Saksamaale ja Ühendkuningriiki. Kaltsiummetalli hinnad tõusid pidevalt, kuni Hiina hakkas metalli tootma sellistes kogustes, et maailmaturul tekkis kahekümnenda elemendi ülejääk, mis põhjustas hinna järsu languse.

Füüsikalised omadused

Mis on kaltsiummetall? Millised omadused on sellel 1808. aastal inglise keemiku Humphry Davy poolt saadud elemendil, metallil, mille mass täiskasvanud inimese kehas võib ulatuda kuni 2 kilogrammini?

Lihtaine kaltsium on hõbevalge kergmetall. Kaltsiumi tihedus on vaid 1,54 g/cm3 (temperatuuril 20 °C), mis on oluliselt väiksem kui raua (7,87 g/cm3), plii (11,34 g/cm3), kulla (19,3 g/cm3) tihedus. ) või plaatina (21,5 g/cm3). Kaltsium on isegi kergem kui sellised "kaalutu" metallid nagu alumiinium (2,70 g/cm3) või magneesium (1,74 g/cm3). Vähesed metallid võivad kiidelda kahekümnendal elemendil - naatrium (0,97 g/cm3), kaalium (0,86 g/cm3), liitium (0,53 g/cm3) - väiksema tihedusega. Kaltsiumi tihedus on väga sarnane rubiidiumile (1,53 g/cm3). Kaltsiumi sulamistemperatuur on 851 °C, keemistemperatuur on 1480 °C. Teistel leelismuldmetallidel on sarnased sulamistemperatuurid (ehkki veidi madalamad) ja keemistemperatuurid – strontsium (770 °C ja 1380 °C) ja baarium (710 °C ja 1640 °C).

Metallist kaltsiumi leidub kahes allotroopses modifikatsioonis: normaaltemperatuuril kuni 443 °C on α-kaltsium stabiilne kuuppinnakeskse võrega nagu vask, parameetritega: a = 0,558 nm, z = 4, ruumirühm Fm3m, aatomiraadius 1,97 A, ioonse Ca2+ raadius 1,04 A; temperatuurivahemikus 443-842 °C on α-raud tüüpi kehakeskse kuupvõrega β-kaltsium stabiilne, parameetritega a = 0,448 nm, z = 2, ruumirühm Im3m. α-modifikatsioonilt β-modifikatsioonile ülemineku standardne entalpia on 0,93 kJ/mol. Kaltsiumi lineaarpaisumise temperatuuritegur temperatuurivahemikus 0-300 °C on 22 10-6. Kahekümnenda elemendi soojusjuhtivus 20 °C juures on 125,6 W/(m K) või 0,3 cal/(cm sek °C). Kaltsiumi erisoojusmaht vahemikus 0 kuni 100 °C on 623,9 J/(kg K) või 0,149 cal/(g °C). Kaltsiumi elektritakistus temperatuuril 20° C on 4,6 10-8 oomi m või 4,6 10-6 oomi cm; elemendi number kakskümmend elektritakistuse temperatuuritegur on 4,57 10-3 (temperatuuril 20 °C). Kaltsiumi elastsusmoodul 26 H/m2 või 2600 kgf/mm2; tõmbetugevus 60 MN/m2 (6 kgf/mm2); kaltsiumi elastsuse piir on 4 MN/m2 ehk 0,4 kgf/mm2, voolavuspiir on 38 MN/m2 (3,8 kgf/mm2); kahekümnenda elemendi suhteline pikenemine 50%; Kaltsiumi kõvadus Brinelli järgi on 200-300 MN/m2 ehk 20-30 kgf/mm2. Rõhu järkjärgulise suurenemisega hakkab kaltsium avaldama pooljuhi omadusi, kuid ei muutu seda selle sõna täies tähenduses (samal ajal pole see enam metall). Rõhu edasise suurenemisega naaseb kaltsium 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 sarnaneb paljuski strontsiumiga (ehk perioodilisuse tabeli paralleelid jäävad alles).

Elementaarse kaltsiumi mehaanilised omadused ei erine teiste metallide perekonna liikmete omadustest, mis on suurepärased konstruktsioonimaterjalid: kõrge puhtusastmega kaltsiummetall on plastiline, kergesti pressitav ja valtsitav, tõmmatud traadiks, sepistatud ja lõikamiseks sobiv - seda saab treipingil keerata. Kuid hoolimata kõigist nendest ehitusmaterjali suurepärastest omadustest pole kaltsium üks - selle põhjuseks on selle kõrge keemiline aktiivsus. Tõsi, ei tasu unustada, et kaltsium on luukoe asendamatu ehitusmaterjal ja selle mineraalid on olnud ehitusmaterjaliks juba aastaid.

Keemilised omadused

Kaltsiumiaatomi välise elektronkihi konfiguratsioon on 4s2, mis määrab ühendites kahekümnenda elemendi valentsi 2. Väliskihi kaks elektroni eralduvad suhteliselt kergesti aatomitest, mis muutuvad positiivseteks topeltlaenguga ioonideks. Sel põhjusel on kaltsium keemilise aktiivsuse poolest leelismetallidest (kaalium, naatrium, liitium) vaid veidi madalam. Sarnaselt viimasega suhtleb kaltsium isegi tavalisel toatemperatuuril kergesti hapniku, süsinikdioksiidi ja niiske õhuga, kaetakse CaO oksiidi ja Ca(OH)2 hüdroksiidi segu tuhmihalli kilega. Seetõttu hoitakse kaltsiumi hermeetiliselt suletud anumas mineraalõli, vedela parafiini või petrooleumi kihi all. Hapnikus ja õhus kuumutamisel süttib kaltsium, põledes helepunase leegiga, moodustades aluselise oksiidi CaO, mis on valge, väga tulekindel aine, mille sulamistemperatuur on ligikaudu 2600 °C. Kaltsiumoksiidi tuntakse inseneriteaduses ka kustutamata või põletatud lubjana. Samuti saadi kaltsiumperoksiidid - CaO2 ja CaO4. Kaltsium reageerib veega, vabastades vesinikku (standardsete potentsiaalide seerias asub kaltsium vesinikust vasakul ja on võimeline seda veest välja tõrjuma) ja kaltsiumhüdroksiidi Ca(OH)2 moodustumise ning külmas vees toimub reaktsioon. kiirus väheneb järk-järgult (metallipinnale halvasti lahustuva kaltsiumhüdroksiidi kihi moodustumise tõttu):

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q

Kaltsium reageerib energilisemalt kuuma veega, tõrjudes kiiresti välja vesiniku ja moodustades Ca(OH)2. Kaltsiumhüdroksiid Ca(OH)2 on tugev alus, vees vähe lahustuv. Kaltsiumhüdroksiidi küllastunud lahust nimetatakse lubjaveeks ja see on aluseline. Õhus muutub lubjavesi süsihappegaasi imendumise ja lahustumatu kaltsiumkarbonaadi moodustumise tõttu kiiresti häguseks. Hoolimata sellistest vägivaldsetest protsessidest, mis toimuvad kahekümnenda elemendi koosmõjul veega, kulgeb kaltsiumi ja vee reaktsioon erinevalt leelismetallidest vähem energeetiliselt - ilma plahvatuste ja tulekahjudeta. Üldiselt on kaltsiumi keemiline aktiivsus madalam kui teistel leelismuldmetallidel.

Kaltsium ühineb aktiivselt halogeenidega, moodustades CaX2 tüüpi ühendeid - see reageerib külmas fluoriga ning temperatuuril üle 400 ° C kloori ja broomiga, andes vastavalt CaF2, CaCl2 ja CaBr2. Need sulas olekus halogeniidid moodustavad CaX tüüpi kaltsiummonohalogeniidid - CaF, CaCl, milles kaltsium on formaalselt monovalentne. Need ühendid on stabiilsed ainult kõrgemal kui dihalogeniidide sulamistemperatuurid (need on jahutamisel ebaproportsionaalsed, moodustades Ca ja CaX2). Lisaks suhtleb kaltsium aktiivselt, eriti kuumutamisel, erinevate mittemetallidega: väävliga, kuumutamisel saadakse kaltsiumsulfiid CaS, viimane lisab väävlit, moodustades polüsulfiide (CaS2, CaS4 jt); interakteerudes kuiva vesinikuga temperatuuril 300-400 °C, moodustab kaltsium hüdriidi CaH2 – ioonse ühendi, milles vesinik on anioon. Kaltsiumhüdriid CaH2 on valge soolataoline aine, mis reageerib ägedalt veega, vabastades vesinikku:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Kuumutamisel (umbes 500 ° C) lämmastikuatmosfääris süttib kaltsium ja moodustub nitriidi Ca3N2, mis on tuntud kahel kristallilisel kujul - kõrge temperatuuriga α ja madala temperatuuriga β. Nitriid Ca3N4 saadi ka kaltsiumamiidi Ca(NH2)2 vaakumis kuumutamisel. Ilma õhu juurdepääsuta kuumutamisel grafiidi (süsiniku), räni või fosforiga annab kaltsium vastavalt kaltsiumkarbiidi CaC2, silitsiide Ca2Si, Ca3Si4, CaSi, CaSi2 ja fosfiide Ca3P2, CaP ja CaP3. Enamik kaltsiumiühendeid mittemetallidega laguneb vee toimel kergesti:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

Booriga moodustab kaltsium kaltsiumboriidi CaB6, kalkogeenidega - kalkogeniidid CaS, CaSe, CaTe. Tuntud on ka polükalkogeniidid CaS4, CaS5, Ca2Te3. Kaltsium moodustab intermetallilisi ühendeid erinevate metallidega – alumiinium, kuld, hõbe, vask, plii jt. Olles energiline redutseerija, tõrjub kaltsium kuumutamisel välja peaaegu kõik metallid nende oksiididest, sulfiididest ja halogeniididest. Kaltsium lahustub hästi vedelas ammoniaagis NH3, moodustades sinise lahuse, mille aurustumisel eraldub ammoniaak [Ca(NH3)6] – kuldset värvi tahke metallilise juhtivusega ühend. Kaltsiumisoolad saadakse tavaliselt happeoksiidide interaktsioonil kaltsiumoksiidiga, hapete toimel Ca(OH)2-le või CaCO3-le ja vahetusreaktsioonidel elektrolüütide vesilahustes. Paljud kaltsiumisoolad lahustuvad vees hästi (CaCl2 kloriid, CaBr2 bromiid, CaI2 jodiid ja Ca(NO3)2 nitraat), peaaegu alati moodustavad nad kristalseid hüdraate. Vees ei lahustu fluoriid CaF2, karbonaat CaCO3, sulfaat CaSO4, ortofosfaat Ca3(PO4)2, oksalaat CaC2O4 ja mõned teised.

Sissejuhatus

Kaltsiumi omadused ja kasutusalad

1 Füüsikalised omadused

2 Keemilised omadused

3 Rakendus

Kaltsiumi saamine

1 Kaltsiumi ja selle sulamite elektrolüütiline tootmine

2 Soojustoodang

3 Vaakumtermiline meetod kaltsiumi saamiseks

3.1 Aluminotermiline meetod kaltsiumi redutseerimiseks

3.2 Silikotermiline meetod kaltsiumi vähendamiseks

Praktiline osa

Bibliograafia

Sissejuhatus

Mendelejevi perioodilise süsteemi II rühma keemiline element, aatomnumber 20, aatommass 40,08; hõbevalge kerge metall. Looduslik element on segu kuuest stabiilsest isotoobist: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca ja 48Ca, millest kõige levinum on 40 Ca (96, 97%).

Ca ühendeid - lubjakivi, marmor, kips (nagu ka lubi - lubjakivi kaltsineerimise saadus) kasutati ehituses juba iidsetel aegadel. Kuni 18. sajandi lõpuni pidasid keemikud lubi lihtsaks tahkeks aineks. 1789. aastal väitis A. Lavoisier, et lubi, magneesiumoksiid, bariit, alumiiniumoksiid ja ränidioksiid on kompleksained. 1808. aastal valmistas G. Davy märja kustutatud lubja ja elavhõbeoksiidi segu elektrolüüsiga elavhõbekatoodiga Ca amalgaami ja sellest elavhõbedat destilleerides sai metalli nimega "kaltsium" (ladina calx, sugu kalts - lubi) .

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.

Kaltsiumi kasutatakse ka vase, nikli, eriteraste ja pronksi metallurgias; nad seovad kahjulikke väävli, fosfori ja liigse süsiniku lisandeid. Samadel eesmärkidel kasutatakse kaltsiumi sulameid räni, liitiumi, naatriumi, boori ja alumiiniumiga.

Tööstuses saadakse kaltsiumi kahel viisil:

) Kuumutades briketeeritud CaO ja Al pulbri segu temperatuuril 1200 °C vaakumis 0,01–0,02 mm. rt. Art.; eristatakse reaktsiooni järgi:

CaO + 2Al = 3CaO Al2O3 + 3Ca

Kaltsiumiaur kondenseerub külmal pinnal.

) CaCl2 ja KCl sulami elektrolüüsil vedela vask-kaltsiumkatoodiga valmistatakse Cu-Ca sulam (65% Ca), millest kaltsium destilleeritakse temperatuuril 950–1000 °C vaakumis välja. 0,1 - 0,001 mm Hg.

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

Kaltsium on looduses väga levinud erinevate ühendite kujul. Maakoores on see viiendal kohal, moodustades 3,25%, ja seda leidub kõige sagedamini lubjakivi CaCO kujul 3, dolomiit CaCO 3MgCO 3, kips CaSO 42H 2O, fosforiit Ca 3(P.O. 4)2 ja fluoriidi CaF 2, arvestamata kaltsiumi olulist osakaalu silikaatkivimite koostises. Merevesi sisaldab keskmiselt 0,04% (massi järgi) kaltsiumi.

Selles kursusetöös uuritakse kaltsiumi omadusi ja kasutusalasid ning vaakumtermiliste meetodite teooriat ja tehnoloogiat selle valmistamiseks.

. Kaltsiumi omadused ja kasutusalad

.1 Füüsikalised omadused

Kaltsium on hõbevalge metall, kuid pleegib õhuga kokkupuutel selle pinnale oksiidi moodustumise tõttu. See on plastiline metall, mis on tugevam kui plii. Kristallrakk ?-Ca kuju (tavatemperatuuril stabiilne) näokeskne kuup, a = 5,56 Å . Aatomi raadius 1,97 Å , ioonraadius Ca 2+, 1,04Å . Tihedus 1,54 g/cm 3(20 °C). Üle 464 °C kuusnurkne ?-vormi. sulamistemperatuur 851 °C, keemistemperatuur 1482 °C; lineaarpaisumise temperatuuritegur 22·10 -6 (0-300 °C); soojusjuhtivus 20 °C juures 125,6 W/(m K) või 0,3 cal/(cm sek °C); erisoojusmaht (0-100 °C) 623,9 J/(kg K) või 0,149 cal/(g °C); elektritakistus 20 °C juures 4,6 10 -8ohm m või 4,6 10 -6 ohm cm; elektritakistuse temperatuuritegur on 4,57·10-3 (20 °C). Elastsusmoodul 26 Gn/m 2(2600 kgf/mm 2); tõmbetugevus 60 MN/m 2(6 kgf/mm 2); elastsuse piir 4 MN/m 2(0,4 kgf/mm 2), voolavuspiir 38 MN/m 2(3,8 kgf/mm 2); suhteline pikenemine 50%; Brinelli kõvadus 200-300 Mn/m 2(20-30 kgf/mm 2). Piisavalt kõrge puhtusastmega kaltsium on plastiline, kergesti pressitav, rullitav ja tükeldatav.

1.2 Keemilised omadused

Kaltsium on aktiivne metall. Seega suhtleb see normaalsetes tingimustes kergesti õhuhapniku ja halogeenidega:

Ca + O 2= 2 CaO (kaltsiumoksiid) (1)

Ca + Br 2= CaBr 2(kaltsiumbromiid). (2)

Kaltsium reageerib kuumutamisel vesiniku, lämmastiku, väävli, fosfori, süsiniku ja muude mittemetallidega:

Ca + H 2= SaN 2(kaltsiumhüdriid) (3)

Ca + N 2= Ca 3N 2(kaltsiumnitriid) (4)

Ca + S = CaS (kaltsiumsulfiid) (5)

Ca + 2 P = Ca 3R 2(kaltsiumfosfiid) (6)

Ca + 2 C = CaC 2 (kaltsiumkarbiid) (7)

Kaltsium reageerib aeglaselt külma veega, kuid väga energiliselt kuuma veega, andes tugeva aluse Ca(OH)2 :

Ca + 2 H 2O = Ca(OH)2 + N 2 (8)

Olles energiline redutseerija, suudab kaltsium eemaldada hapnikku või halogeene vähemaktiivsete metallide oksiididest ja halogeniididest, st tal on redutseerivad omadused:

Ca + Nb 2O5 = CaO + 2 Nb; (9)

Ca + 2 NbCl 5= 5 CaCl2 + 2 Nb (10)

Kaltsium reageerib intensiivselt hapetega, vabastades vesiniku, reageerib halogeenide ja kuiva vesinikuga, moodustades CaH-hüdriidi 2. Kaltsiumi kuumutamisel grafiidiga tekib CaC-karbiid. 2. Kaltsium saadakse sula CaCl elektrolüüsil 2või aluminotermiline redutseerimine vaakumis:

6CaO + 2Al = 3Ca + 3CaO Al2 KOHTA 3 (11)

Puhast metalli kasutatakse Cs, Rb, Cr, V, Zr, Th, U ühendite redutseerimiseks metallideks ja teraste deoksüdeerimiseks.

1.3 Rakendus

Kaltsiumi kasutatakse üha enam erinevates tööstusharudes. Viimasel ajal on see muutunud paljude metallide valmistamisel redutseerijana oluliseks.

Puhas metall. Uraani saadakse uraanfluoriidi redutseerimisel kaltsiummetalliga. Kaltsiumi või selle hüdriide saab kasutada titaanoksiidide, aga ka tsirkooniumi, tooriumi, tantaali, nioobiumi ja teiste haruldaste metallide oksiidide redutseerimiseks.

Kaltsium on hea desoksüdeerija ja degaseerija vase, nikli, kroom-nikli sulamite, eriteraste, nikli ja tinapronksi tootmisel; see eemaldab metallidest ja sulamitest väävli, fosfori ja süsiniku.

Kaltsium moodustab vismutiga tulekindlaid ühendeid, seega kasutatakse seda plii puhastamiseks vismutist.

Kaltsiumi lisatakse erinevatele kergsulamitele. See aitab parandada valuploki pinda, peenetera suurust ja vähendada oksüdatsiooni.

Laialdaselt kasutatakse kaltsiumi sisaldavaid laagrisulameid. Kaablikestade valmistamiseks saab kasutada pliisulameid (0,04% Ca).

Tehnoloogias kasutatakse hõõrdumisvastaseid kaltsiumi ja plii sulameid. Kaltsiumi mineraale kasutatakse laialdaselt. Seega kasutatakse lubjakivi lubja, tsemendi, lubikivi tellise tootmisel ja otse ehitusmaterjalina, metallurgias (flux), keemiatööstuses kaltsiumkarbiidi, sooda, seebikivi, valgendi, väetiste tootmiseks, suhkru, klaasi tootmisel.

Praktilise tähtsusega on kriit, marmor, Islandi sparv, kips, fluoriit jne. Tänu hapniku ja lämmastiku sidumisvõimele kasutatakse kaltsiumi või kaltsiumi sulameid naatriumi ja teiste metallidega väärisgaaside puhastamiseks ja vaakumraadioseadmete getterina. Kaltsiumi kasutatakse ka hüdriidi tootmiseks, mis on põllul vesiniku allikas.

2. Kaltsiumi saamine

Kaltsiumi saamiseks on mitmeid viise, need on elektrolüütiline, termiline, vaakumtermiline.

.1 Kaltsiumi ja selle sulamite elektrolüütiline tootmine

Meetodi olemus seisneb selles, et katood puudutab alguses sula elektrolüüti. Kokkupuutekohas moodustub katoodi hästi niisutav vedel metallitilk, mis katoodi aeglaselt ja ühtlaselt tõstmisel eemaldatakse koos sellega sulatiselt ja tahkub. Sel juhul kaetakse tahkunud tilk tahke elektrolüüdikilega, mis kaitseb metalli oksüdeerumise ja nitriidi eest. Katoodi pidevalt ja ettevaatlikult tõstes tõmmatakse kaltsium varrastesse.

2.2 Soojustoodang

kaltsium keemiline elektrolüütiline termiline

· Kloriidiprotsess: Tehnoloogia seisneb kaltsiumkloriidi sulatamises ja veetustamises, plii sulatamises, plii-naatriumi topeltsulami valmistamises, kolmekomponendilise plii-naatriumi-kaltsiumi sulami valmistamises ja kolmekomponendilise sulami lahjendamises pliiga pärast soolade eemaldamist. Reaktsioon kaltsiumkloriidiga toimub vastavalt võrrandile

CaCl 2 +Na 2Pb 5=2NaCl + PbCa + 2Pb (12)

· Karbiidiprotsess: plii-kaltsiumisulami valmistamise aluseks on reaktsioon kaltsiumkarbiidi ja sula plii vahel vastavalt võrrandile

CaC 2+ 3Pb = Pb3 Ca+2C. (13)

2.3 Vaakumtermiline meetod kaltsiumi tootmiseks

Vaakum-termilise meetodi toorained

Kaltsiumoksiidi termilise redutseerimise tooraineks on lubi, mis saadakse lubjakivi kaltsineerimisel. Peamised nõuded toorainele on järgmised: lubi peab olema võimalikult puhas ja sisaldama minimaalselt lisandeid, mida on võimalik redutseerida ja muuta metalliks koos kaltsiumiga, eriti leelismetallide ja magneesiumiga. Lubjakivi tuleks põletada kuni karbonaadi täieliku lagunemiseni, kuid mitte enne paagutamist, kuna paagutatud materjali redutseeritavus on väiksem. Põletatud toode peab olema kaitstud niiskuse ja süsihappegaasi imendumise eest, mille vabanemine taaskasutamisel vähendab protsessi jõudlust. Lubjakivi kaltsineerimise ja kaltsineeritud toote töötlemise tehnoloogia on sarnane dolomiidi töötlemisega magneesiumi tootmise silikotermilisel meetodil.

.3.1 Aluminotermiline meetod kaltsiumi redutseerimiseks

Mitmete metallide oksüdatsiooni vaba energia muutumise temperatuurisõltuvuse diagramm (joonis 1) näitab, et kaltsiumoksiid on üks vastupidavamaid ja raskemini redutseeritavaid oksiide. Seda ei saa teised metallid tavapärasel viisil – suhteliselt madalal temperatuuril ja atmosfäärirõhul – redutseerida. Vastupidi, kaltsium ise on suurepärane redutseerija muudele raskesti redutseeritavatele ühenditele ja deoksüdeeriv aine paljudele metallidele ja sulamitele. Kaltsiumoksiidi redutseerimine süsinikuga on kaltsiumkarbiidide moodustumise tõttu üldiselt võimatu. Kuid kuna kaltsiumil on suhteliselt kõrge aururõhk, saab selle oksiidi vaakumis redutseerida alumiiniumi, räni või nende sulamitega vastavalt reaktsioonile.

CaO + mina? Ca + MeO (14).

Seni on praktilist rakendust leidnud ainult aluminotermiline meetod kaltsiumi tootmiseks, kuna CaO redutseerimine alumiiniumiga on palju lihtsam kui räniga. Kaltsiumoksiidi alumiiniumiga redutseerimise keemia kohta on erinevaid seisukohti. L. Pidgeon ja I. Atkinson usuvad, et reaktsioon kulgeb kaltsiummonoaluminaadi moodustumisega:

CaO + 2Al = CaO Al 2O3 + 3Ca. (15)

V. A. Pazukhin ja A. Ya. Fischer näitavad, et protsess toimub trikaltsiumaluminaadi moodustumisega:

CaO + 2Al = 3CaO Al 2O 3+ 3Ca. (16)

A.I. Voinitsky sõnul on reaktsioonis ülekaalus pentakaltsiumtrialuminaadi moodustumine:

CaO + 6Al = 5CaO 3Al 2O3 + 9Ca. (17)

A. Yu Taitsi ja A. I. Voinitski uusimad uuringud on näidanud, et kaltsiumi aluminotermiline redutseerimine toimub astmeliselt. Esialgu kaasneb kaltsiumi vabanemisega 3CaO·AI moodustumine 2O 3, mis seejärel reageerib kaltsiumoksiidi ja alumiiniumiga, moodustades 3CaO 3AI 2O 3. Reaktsioon toimub vastavalt järgmisele skeemile:

CaO + 6Al = 2 (3CaO Al 2O 3)+ 2CaO + 2Al + 6Ca

(3CaO Al 2O 3) + 2CaO + 2Al = 5CaO 3Al 2O 3+ 3Ca

CaO+ 6A1 = 5CaO 3Al 2O 3+ 9Ca

Kuna oksiidi redutseerimine toimub kaltsiumi auru eraldumisel ja ülejäänud reaktsioonisaadused on kondenseerunud olekus, on seda lihtne ahju jahutatud aladel eraldada ja kondenseerida. Peamised kaltsiumoksiidi vaakumtermiliseks redutseerimiseks vajalikud tingimused on kõrge temperatuur ja madal jääkrõhk süsteemis. Allpool on temperatuuri ja kaltsiumi tasakaalulise aururõhu vaheline seos. Väljendatakse reaktsiooni (17) vaba energiat, mis on arvutatud temperatuuride 1124–1728 K jaoks

F T = 184820 + 6,95T-12,1 T lg T.

Siit tuleneb kaltsiumi tasakaalulise auru rõhu (mm Hg) logaritmiline sõltuvus

Lg p = 3,59 - 4430\T.

L. Pidgeon ja I. Atkinson määrasid eksperimentaalselt kaltsiumi tasakaalulise aururõhu. Kaltsiumoksiidi redutseerimise alumiiniumiga reaktsiooni üksikasjaliku termodünaamilise analüüsi viis läbi I. I. Matveenko, kes andis kaltsiumi aurude tasakaalurõhule järgmised temperatuurisõltuvused:

Lgp Ca(1) =8,64 - 12930\T mm Hg.

Lgp Ca(2) =8,62 - 11780\T mmHg.

Lgp Ca(3 )=8,75 - 12500\T mmHg.

Arvutatud ja katseandmeid võrreldakse tabelis. 1.

Tabel 1 - Temperatuuri mõju kaltsiumi aurude tasakaaluelastsuse muutusele süsteemides (1), (2), (3), (3), mm Hg.

Temperatuur °СKatseandmedArvutatud süsteemides(1)(2)(3)(3) )1401 1451 1500 1600 17000,791 1016 - - -0,37 0,55 1,2 3,9 11,01,7 3,2 5,6 18,2 492,7 3,5 4,4 6,6 9,50,66 1,4 2,5 8,5 25,7

Esitatud andmetest selgub, et kõige soodsamad tingimused on interaktsioonideks süsteemides (2) ja (3) või (3"). See vastab tähelepanekutele, kuna pärast laengu jääkides on ülekaalus pentakaltsiumtrialuminaat ja trikaltsium-aluminaat. kaltsiumoksiidi redutseerimine alumiiniumiga.

Andmed tasakaaluelastsuse kohta näitavad, et kaltsiumoksiidi redutseerimine alumiiniumiga on võimalik temperatuuril 1100-1150 ° C. Praktiliselt vastuvõetava reaktsioonikiiruse saavutamiseks peab kasvusüsteemi jääkrõhk olema alla tasakaaluoleku P. võrdub , st tuleb jälgida ebavõrdsust P võrdub >P ost ja protsess tuleb läbi viia temperatuuril suurusjärgus 1200°. Uuringutega on kindlaks tehtud, et temperatuuril 1200-1250° saavutatakse kõrge kasutusaste (kuni 70-75%) ja madal alumiiniumi erikulu (umbes 0,6-0,65 kg kaltsiumi kilogrammi kohta).

Protsessi keemia ülaltoodud tõlgenduse kohaselt on optimaalne koostis laeng, mis on ette nähtud jäägis 5CaO 3Al moodustamiseks. 2O 3. Alumiiniumi kasutusastme suurendamiseks on kasulik anda kaltsiumoksiidi liig, kuid mitte liiga palju (10-20%), vastasel juhul mõjutab see negatiivselt teisi protsessi näitajaid. Alumiiniumi lihvimisastme suurenemisega osakestelt 0,8–0,2 mm miinus 0,07 mm-ni (V. A. Pazukhini ja A. Ya. Fischeri andmetel) suureneb alumiiniumi kasutamine reaktsioonis 63,7–78%.

Alumiiniumi kasutamist mõjutab ka laengubriketimise režiim. Lubja ja pulbrilise alumiiniumi segu tuleks briketeerida ilma sideaineteta (vältimaks gaasi eraldumist vaakumis) rõhul 150 kg/cm3 2. Madalama rõhu korral väheneb alumiiniumi kasutamine sula alumiiniumi eraldumise tõttu liiga poorsetes brikettides ja kõrgel rõhul - halva gaasi läbilaskvuse tõttu. Taastumise täielikkus ja kiirus sõltuvad ka briketi tihedusest retordis. Nende ilma vahedeta ladumisel, kui kogu puuri gaasi läbilaskvus on madal, väheneb oluliselt alumiiniumi kasutamine.

Joonis 2 - Skeem kaltsiumi saamiseks vaakum-termilise meetodiga.

Aluminotermilise meetodi tehnoloogia

Tehnoloogiline skeem kaltsiumi tootmiseks aluminotermilisel meetodil on näidatud joonisel fig. 2. Lähteainena kasutatakse lubjakivi ja redutseeriva ainena primaarsest (paremast) või sekundaarsest alumiiniumist valmistatud alumiiniumipulbrit. Redutseerijana kasutatav alumiinium ja ka tooraine ei tohiks sisaldada väga lenduvate metallide lisandeid: magneesium, tsink, leelised jne, mis võivad aurustuda ja muutuda kondensaadiks. Seda tuleb ringlussevõetud alumiiniumi klasside valimisel arvesse võtta.

S. Loomise ja P. Staubi kirjelduse järgi USA-s, New England Lime Co tehases Canaanis (Connecticut), toodetakse kaltsiumi aluminotermilisel meetodil. Kasutatakse järgmise tüüpilise koostisega lupja, %: 97,5 CaO, 0,65 MgO, 0,7 SiO 2, 0,6 Fe 2Oz + AlOz, 0,09 Na 2O+K 2Oh, 0,5 on ülejäänud. Kaltsineeritud toode jahvatatakse tsentrifugaalseparaatoriga Raymondi veskis, jahvatusaste on (60%) miinus 200 mešši. Redutseerijana kasutatakse alumiiniumitolmu, mis on alumiiniumipulbri tootmise jääkprodukt. Suletud prügikastidest põlenud lubi ja trumlitest alumiinium juhitakse doseerimiskaaludesse ja seejärel segistisse. Pärast segamist briketeeritakse segu kuivmeetodil. Nimetatud tehases redutseeritakse kaltsiumi retortahjudes, mida varem kasutati magneesiumi saamiseks silikotermilisel meetodil (joon. 3). Ahjusid köetakse generaatorgaasiga. Igal ahjul on 20 horisontaalset kuumakindlast terasest retorti, mis sisaldavad 28% Cr ja 15% Ni.

Joonis 3 - Retortahi kaltsiumi tootmiseks

Retordi pikkus 3 m, läbimõõt 254 mm, seina paksus 28 mm. Retordi kuumutatud osas toimub redutseerimine ja kõnest väljaulatuvas jahutatud otsas tekib kondenseerumine. Brikett sisestatakse paberkottides retorti, seejärel sisestatakse kondensaatorid ja retort suletakse. Õhk pumbatakse välja mehaaniliste vaakumpumpade abil tsükli alguses. Seejärel ühendatakse difusioonipumbad ja jääkrõhk vähendatakse 20 mikronini.

Retorte kuumutatakse 1200°-ni. 12 tunni pärast. Pärast laadimist retordid avatakse ja laaditakse maha. Saadud kaltsium on õõnsa silindri kujul, milles on tihe mass suuri kristalle, mis on ladestunud terashülsi pinnale. Peamine kaltsiumi lisand on magneesium, mis esmalt redutseeritakse ja kontsentreerub peamiselt hülsi kõrval olevasse kihti. Keskmine lisandite sisaldus on; 0,5-1% Mg, umbes 0,2% Al, 0,005-0,02% Mn, kuni 0,02% N, muud lisandid - Cu, Pb, Zn, Ni, Si, Fe - esinevad vahemikus 0,005-0,04%. A. Yu Taits ja A. I. Voinitsky kasutasid kaltsiumi tootmiseks aluminotermilisel meetodil pooltehases söekoojenditega elektrilist vaakumahju ja saavutasid alumiiniumi kasutusastme 60%, alumiiniumi erikulu 0,78 kg, erilaengu kulu 4,35 kg ja elektri erikulu 14 kW/h 1 kg metalli kohta.

Saadud metall, välja arvatud magneesiumi segu, eristus suhteliselt kõrge puhtusega. Keskmiselt oli lisandite sisaldus selles: 0,003-0,004% Fe, 0,005-0,008% Si, 0,04-0,15% Mn, 0,0025-0,004% Cu, 0,006-0,009% N, 0,25% Al.

2.3.2 Silikotermiline taastumismeetod kaltsium

Silikotermiline meetod on väga ahvatlev; redutseerija on ferrosilicon, reaktiiv, mis on palju odavam kui alumiinium. Silikotermilist protsessi on aga keerulisem rakendada kui aluminotermilist. Kaltsiumoksiidi redutseerimine räniga toimub vastavalt võrrandile

CaO + Si = 2CaO SiO2 + 2Ca. (18)

Kaltsiumi tasakaaluline aururõhk, mis on arvutatud vaba energia väärtustest, on:

°С1300140015001600Р, mm Hg. st0.080.150.752.05

Seetõttu vaakumis suurusjärgus 0,01 mm Hg. Art. kaltsiumoksiidi redutseerimine on termodünaamiliselt võimalik temperatuuril 1300°. Praktikas tuleb vastuvõetava kiiruse tagamiseks protsess läbi viia temperatuuril 1400-1500°.

Kaltsiumoksiidi redutseerimine ränalumiiniumiga, milles redutseerivad ained on nii alumiinium kui ka ränisulamid, on mõnevõrra lihtsam. Katsed on näidanud, et alguses domineerib redutseerimine alumiiniumiga; ja reaktsioon kulgeb lõpliku bCaO 3Al moodustumisega 2Oz vastavalt ülaltoodud skeemile (joonis 1). Räni vähenemine muutub oluliseks kõrgematel temperatuuridel, kui suurem osa alumiiniumist on reageerinud; reaktsioon kulgeb 2CaO SiO moodustumisega 2. Kokkuvõttes väljendatakse kaltsiumoksiidi redutseerimisreaktsiooni ränialumiiniumiga järgmise võrrandiga:

mSi + n Al + (4m +2 ?) CaO = m(2CaO ·SiO 2) + ?n(5CaO Al 2O3 ) + (2m +1, 5n) Ca.

A. Yu Taitsi ja A. I. Voinitski uuringud on tuvastanud, et kaltsiumoksiid redutseerub 75% ferrosiliitsiumiga metalli saagisega 50-75% temperatuuril 1400-1450° vaakumis 0,01-0,03 mm Hg. Art.; 60-30% Si ja 32-58% Al (ülejäänud on raud, titaan jne) sisaldav ränialumiinium redutseerib kaltsiumoksiidi metalli saagisega ligikaudu 70% temperatuuril 1350-1400° vaakumis 0,01-0,05 mm Hg. Art. Pooltehase mastaabis tehtud katsed on tõestanud fundamentaalset võimalust toota lubjast kaltsiumi ferrosiliitsiumi ja ränialumiiniumi abil. Peamine riistvaraline raskus on statiivi valimine selle voodriprotsessi tingimustes.

Selle probleemi lahendamisel saab meetodit rakendada tööstuses. Kaltsiumkarbiidi lagunemine Kaltsiummetalli saamine kaltsiumkarbiidi lagundamisel

CaC2 = Ca + 2C

tuleks pidada paljulubavaks meetodiks. Sel juhul saadakse teise tootena grafiit. V. Mauderli, E. Moser ja V. Treadwell, olles arvutanud termokeemiliste andmete põhjal kaltsiumkarbiidi moodustumise vaba energia, said kaltsiumi auru rõhu kohta puhta kaltsiumkarbiidi suhtes järgmise avaldise:

ca = 1,35–4505\T (1124–1712° K),

lgp ca = 6,62 - 13523\T (1712-2000° K).

Ilmselt laguneb kaubanduslik kaltsiumkarbiid palju kõrgematel temperatuuridel, kui nendest väljenditest järeldub. Samad autorid teatavad kaltsiumkarbiidi termilisest lagunemisest kompaktsete tükkidena 1600-1800° juures vaakumis 1 mm Hg. Art. Grafiidi saagis oli 94%, kaltsium saadi külmkapile tiheda kattena. A. S. Mikulinsky, F. S. Morii, R. Sh. Shklyar kaltsiumkarbiidi lagunemisel saadud grafiidi omaduste määramiseks, viimast kuumutati vaakumis 0,3-1 mm Hg. Art. temperatuuril 1630-1750°. Saadud grafiit erineb Achesoni grafiidist suuremate terade, suurema elektrijuhtivuse ja väiksema mahukaalu poolest.

3. Praktiline osa

Magneesiumi igapäevane väljavool elektrolüsaatorist voolul 100 kA oli vanni magneesiumkloriidiga toitmisel 960 kg. Elektrolüsaatori pinge on 0,6 V. Tehke kindlaks:

)voolu väljund katoodil;

)Päevas toodetud kloori kogus tingimusel, et anoodi väljundvool on võrdne anoodi väljundvooluga;

)MgCl igapäevane täitmine 2elektrolüsaatorisse tingimusel, et MgCl kadu 2 esinevad peamiselt muda ja sublimatsiooniga. Muda kogus on 0,1 1 t MgCl sisaldava Mg kohta 2 sublimeeritud 50%. Sublimatsiooni kogus on 0,05 t 1 t Mg kohta. Valatava magneesiumkloriidi koostis,%: 92 MgCl2 ja 8 NaCl.

.Määrake voolu väljund katoodil:

m jne =I ?·k Mg · ?

?=m jne \I· ?k Mg =960000\100000·0,454·24=0,881 või 88,1%

.Määrake päevas saadud Cl kogus:

x=960000g\24g\mol=40000 mol

Teisendamine helitugevuseks:

x=126785,7 m3

3.a) Leidke puhas MgCl 2, toota 960 kg Mg.

x=95·960\24,3=3753 kg=37,53 t.

b) kaod mudaga. Magneesiumelektrolüüsaatorite koostisest, %: 20-35 MgO, 2-5 Mg, 2-6 Fe, 2-4 SiO 2, 0,8-2 TiO 20,4-1,0 °C, 35 MgCl2 .

kg - 1000 kg

m vau =960 kg - muda mass ööpäevas.

Päevas 96 kg muda: 96·0,35 (MgCl2 mudaga).

c) kaod sublimaatidega:

kg - 1000 kg

kg sublimaadid: 48·0,5=24 kg MgCl 2 sublimaatidega.

Mg kokku, mida peate täitma:

33,6+24=3810,6 kg MgCl2 päeva kohta

Bibliograafia

Metallurgia alused III

<#"justify">Al ja Mg metallurgia. Vetyukov M.M., Tsyplokov A.M.

Õpetamine

Vajad abi teema uurimisel?

Meie spetsialistid nõustavad või pakuvad juhendamisteenust teid huvitavatel teemadel.
Esitage oma taotlus märkides teema kohe ära, et saada teada konsultatsiooni saamise võimalusest.

Kaltsiumiühendid.

SaO– kaltsiumoksiid ehk kustutamata lubi, mis saadakse lubjakivi lagunemisel: CaCO 3 = CaO + CO 2 on leelismuldmetalli oksiid, seega suhtleb see aktiivselt veega: CaO + H 2 O = Ca (OH) 2

Ca(OH) 2 – kaltsiumhüdroksiid ehk kustutatud lubi, seetõttu nimetatakse reaktsiooni CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 lubja kustutamiseks. Kui lahus filtreerida, on tulemuseks lubjavesi – see on leeliselahus, mistõttu fenoolftaleiini värvus muutub karmiinpunaseks.

Kustutatud lubi kasutatakse ehituses laialdaselt. Selle segu liiva ja veega on hea sidumismaterjal. Süsinikdioksiidi mõjul segu kõveneb Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO3 + H 2 O.

Samal ajal muutub osa liivast ja segust silikaadiks Ca(OH) 2 + SiO 2 = CaSiO 3 + H 2 O.

Võrrandid Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 2 + H 2 O ja CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2 mängivad looduses ja meie planeedi välimuse kujundamisel suurt rolli. Süsinikdioksiid skulptori ja arhitekti kujul loob karbonaatsete kivimite kihtides maa-aluseid paleesid. See on võimeline kandma maa alla sadu ja tuhandeid tonne lubjakivi. Läbi kivimite pragude siseneb selles lahustunud süsihappegaasi sisaldav vesi lubjakivikihti, moodustades õõnsusi - rullkoopaid. Kaltsiumvesinikkarbonaat eksisteerib ainult lahuses. Põhjavesi liigub maakoores, aurustades sobivatel tingimustel vett: Ca(HCO3) 2 = CaCO3 + H2O + CO 2 , Nii tekivad stalaktiidid ja stalagmiidid, mille tekkeskeemi pakkus välja kuulus geokeemik A.E. Fersman. Krimmis on palju castrumi koopaid. Teadus uurib neid speleoloogia.

Ehituses kasutatav kaltsiumkarbonaat CaCO3- kriit, lubjakivi, marmor. Olete kõik meie raudteejaama näinud: seda kaunistab välismaalt toodud valge marmor.

kogemus: puhuge läbi toru lubjavee lahusesse, muutub see häguseks .

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + N 2 KOHTA

Moodustunud sademele lisatakse äädikhapet, täheldatakse keemist, sest eraldub süsinikdioksiid.

CaCO 3 +2CH 3 COOH = Ca(CH 3 SOO) 2 +H 2 O + CO 2

LUGU karbonaadivendadest.

Kolm venda elavad maa peal
Carbonate perekonnast.
Vanem vend on ilus MARMORI,
Kuulsusrikas Karara nimel,
Suurepärane arhitekt. Ta
Ehitatud Rooma ja Parthenon.
Kõik teavad LUBAKIVI,
Sellepärast on see nii nime saanud.
Oma töö poolest kuulus
Maja taha maja ehitamine.
Nii võimekas kui ka võimekas
Väike pehme vend MEL.
Vaata, kuidas ta joonistab,
See CaCO 3!
Vendadele meeldib hullata
Kuumuta kuumas ahjus,
Seejärel moodustuvad CaO ja CO 2.
See on süsinikdioksiid
Igaüks teist on temaga tuttav,
Me hingame selle välja.
Noh, see on SaO -
Kuumpõletatud kustutatud lubi.
Lisage sellele vett,
Sega korralikult läbi
Et häda ei oleks,
Kaitseme oma käsi
Hästi sõtkutud LAUB, aga LÄBI!
Laimi piim
Seinad valgendatakse kergesti.
Valgusküllane maja muutus rõõmsaks,
Lubja muutmine kriidiks.
Hocus Pocus inimestele:
Sa pead lihtsalt läbi vee puhuma,
Kui lihtne see on
Muutunud piimaks!
Ja nüüd on see päris kaval
Ma saan soodat:
Piim pluss äädikas. Jah!
Vaht valgub üle ääre!
Kõik on mures, kõik on töös
Koidikust koiduni -
Need vennad karbonaadid,
Need CaCO 3!

Kordamine: CaO– kaltsiumoksiid, kustutamata lubi;
Ca(OH) 2 – kaltsiumhüdroksiid (kustutatud lubi, lubjavesi, lubjapiim, olenevalt lahuse kontsentratsioonist).
Üldine on sama keemiline valem Ca(OH) 2. Erinevus: lubjavesi on läbipaistev küllastunud Ca(OH) 2 lahus ja lubjapiim on Ca(OH) 2 valge suspensioon vees.
CaCl 2 - kaltsiumkloriid, kaltsiumkloriid;
CaCO 3 – kaltsiumkarbonaat, kriit, kooremarmor, lubjakivi.
L/R: kollektsioonid. Järgmisena demonstreerime kooli laboris saadaolevat mineraalide kollektsiooni: lubjakivi, kriit, marmor, karbikivi.
CaS0 4 ∙ 2H 2 0 - kaltsiumsulfaadi kristallhüdraat, kips;
CaCO 3 - kaltsiit, kaltsiumkarbonaat on osa paljudest mineraalidest, mis katavad maakeral 30 miljonit km 2.

Kõige olulisem neist mineraalidest on lubjakivi. Karbikivimid, orgaanilise päritoluga lubjakivid. Seda kasutatakse tsemendi, kaltsiumkarbiidi, sooda, igat tüüpi lubja tootmisel ja metallurgias. Paekivi on ehitustööstuse alus, sellest valmistatakse palju ehitusmaterjale.

Kriit See pole ainult hambapulber ja koolikriit. Samuti on see väärtuslik lisand paberi (kaetud – tippkvaliteet) ja kummi tootmisel; ehituses ja hoonete renoveerimisel - lubivärvina.

Marmor on tihe kristalne kivim. On värviline - valge, kuid enamasti värvivad mitmesugused lisandid erinevat värvi. Puhas valge marmor on haruldane ja seda kasutavad peamiselt skulptorid (Michelangelo, Rodini kujud. Ehituses kasutatakse värvilist marmorit kattematerjalina (Moskva metroo) või isegi paleede peamise ehitusmaterjalina (Taj Mahal).

Huvitavate asjade maailmas “Taj Mahal MAUSOLEUM”

Suure Mughali dünastia šahh Jahan hoidis peaaegu kogu Aasia hirmus ja kuulekas. 1629. aastal suri Shah Jahani armastatud naine Mumzat Mahal kampaania käigus 39-aastaselt sünnituse ajal (see oli nende 14. laps, kõik poisid). Ta oli ebatavaliselt ilus, särav, tark, keiser kuuletus talle kõiges. Enne surma palus ta oma mehel ehitada haud, hoolitseda laste eest ja mitte abielluda. Kurb kuningas saatis oma saadikud kõigisse suurlinnadesse, naaberriikide pealinnadesse - Buhhaarasse, Samarkandi, Bagdadi, Damaskusesse, et leida ja kutsuda parimaid käsitöölisi - oma naise mälestuseks otsustas kuningas püstitada aastal parima hoone. maailm. Samal ajal saatsid käskjalad Agrasse (India) kõigi Aasia parimate hoonete ja parimate ehitusmaterjalide plaanid. Nad tõid malahhiiti isegi Venemaalt ja Uuralitest. Peamüürsepad tulid Delhist ja Kandaharist; arhitektid - Istanbulist, Samarkandist; dekoraatorid - Buhhaarast; aednikud - Bengalist; kunstnikud olid pärit Damaskusest ja Bagdadist ning eesotsas oli tuntud meister Ustad-Isa.

Üheskoos ehitati üle 25 aasta kriidimarmorist ehitis, mida ümbritsevad rohelised aiad, sinised purskkaevud ja punasest liivakivist mošee. 20 000 orja püstitasid selle 75-meetrise ime (25-korruseline hoone). Tahtsin selle lähedale ehitada endale teise mustast marmorist mausoleumi, kuid mul polnud aega. Ta kukutas troonilt tema enda poeg (2. ja ta tappis ka kõik oma vennad).

Agra valitseja ja peremees veetis oma viimased eluaastad oma vangla kitsast aknast välja vaadates. 7 aastat imetles mu isa tema loomingut. Kui isa pimedaks jäi, tegi poeg talle peeglite süsteemi, et isa saaks mausoleumi imetleda. Ta maeti Taj Mahali oma Mumtazi kõrvale.

Mausoleumi sisenejad näevad kenotaafe – valehaudu. Suurkhaani ja tema naise igavesed puhkepaigad asuvad allkorrusel keldris. Kõik seal on kaetud vääriskividega, mis hõõguvad justkui elusalt, ja muinasjutuliste puude oksad, mis on lilledega läbi põimunud, kaunistavad haua seinu keeruliste mustritega. Parimate nikerdajate meisterdatud türkiissinine lapis lazuli, rohekas-must jade ja punased ametüstid tähistavad Shah Jahali ja Mumzat Mahali armastust.

Iga päev tormavad Agrasse turistid, kes tahavad näha tõtt maailma ime - Taj Mahali mausoleum, justkui hõljuks maapinna kohal.

CaCO 3 on ehitusmaterjal molluskite, korallide, karpide jne ja munakoorte välisskeleti jaoks. (illustratsioonid või Korallide biotsenoosi loomad” ja merekorallide, käsnade, karbikivide kollektsioon..

Looduslikud kaltsiumiühendid (kriit, marmor, lubjakivi, kips) ja nende kõige lihtsama töötlemise saadused (lubi) on inimestele teada juba iidsetest aegadest. 1808. aastal elektrolüüsis inglise keemik Humphry Davy elavhõbekatoodiga märja kustutatud lubi (kaltsiumhüdroksiidi) ja saadi kaltsiumamalgaami (kaltsiumi ja elavhõbeda sulam). Sellest sulamist, elavhõbeda destilleerimisel, sai Davy puhta kaltsiumi.
Ta pakkus välja ka uue keemilise elemendi nime, mis tuleneb ladinakeelsest sõnast "calx", mis tähistab lubjakivi, kriidi ja muude pehmete kivide nimetust.

Looduses leidmine ja saamine:

Kaltsium on maakoore sisalduselt viies element (üle 3%), moodustab palju kivimeid, millest paljud põhinevad kaltsiumkarbonaadil. Mõned neist kivimitest on orgaanilist päritolu (koorekivim), mis näitab kaltsiumi olulist rolli eluslooduses. Looduslik kaltsium on 6 isotoobi segu massinumbritega 40–48, kusjuures 40 Ca moodustab 97% kogusisaldusest. Tuumareaktsioonid on tekitanud ka teisi kaltsiumi isotoope, näiteks radioaktiivset 45 Ca.
Lihtsa kaltsiumi saamiseks kasutatakse sula kaltsiumisoolade elektrolüüsi või aluminotermiat:
4CaO + 2Al = Ca(AlO 2) 2 + 3Ca

Füüsikalised omadused:

Hõbehall metall, millel on kuubikujuline näokeskne võre, mis on palju kõvem kui leelismetallid. Sulamistemperatuur 842°C, keemistemperatuur 1484°C, tihedus 1,55 g/cm3. Kõrgel rõhul ja temperatuuril umbes 20 K läheb see ülijuhti olekusse.

Keemilised omadused:

Kaltsium ei ole nii aktiivne kui leelismetallid, kuid seda tuleb hoida mineraalõli kihi all või tihedalt suletud metalltrumlites. Juba normaalsel temperatuuril reageerib õhus oleva hapniku ja lämmastikuga, samuti veeauruga. Kuumutamisel põleb see õhus punakasoranži leegiga, moodustades nitriidide seguga oksiidi. Sarnaselt magneesiumiga põleb ka kaltsium süsihappegaasi atmosfääris edasi. Kuumutamisel reageerib see teiste mittemetallidega, moodustades ühendeid, mille koostis ei ole alati ilmne, näiteks:
Ca + 6B = CaB 6 või Ca + P => Ca 3 P 2 (ka CaP või CaP 5)
Kõigis selle ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2.

Kõige olulisemad ühendused:

Kaltsiumoksiid CaO- ("kustutatud lubi") valge aine, leeliseline oksiid, mis reageerib intensiivselt veega ("kustutatud"), muutudes hüdroksiidiks. Saadakse kaltsiumkarbonaadi termilisel lagunemisel.

Kaltsiumhüdroksiid Ca(OH) 2- ("kustutatud lubi") valge pulber, vees vähe lahustuv (0,16g/100g), tugev leelis. Süsinikdioksiidi tuvastamiseks kasutatakse lahust (“lubjavett”).

Kaltsiumkarbonaat CaCO3- enamiku looduslike kaltsiummineraalide (kriit, marmor, lubjakivi, koorikkivi, kaltsiit, Islandi sparn) alus. Puhtal kujul on aine valge või värvitu. kristallid Kuumutamisel (900-1000 C) laguneb, moodustades kaltsiumoksiidi. Ei ole p-äärne, reageerib hapetega, on võimeline lahustuma süsihappegaasiga küllastunud vees, muutudes vesinikkarbonaadiks: CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2. Pöördprotsess toob kaasa kaltsiumkarbonaadi ladestumise, eriti selliste moodustiste nagu stalaktiidid ja stalagmiidid.
Looduses leidub seda ka osana dolomiidist CaCO 3 * MgCO 3

Kaltsiumsulfaat CaSO 4- valge aine, looduses CaSO 4 * 2H 2 O (“kips”, “seleniit”). Viimane muutub ettevaatlikul kuumutamisel (180 C) CaSO 4 *0,5H 2 O ("põletatud kips", "alabaster") - valgeks pulbriks, mis veega segamisel moodustab taas CaSO 4 *2H 2 O. tugeva, üsna vastupidava materjali kujul. Vees veidi lahustuv, võib lahustuda liigses väävelhappes, moodustades vesiniksulfaadi.

Kaltsiumfosfaat Ca 3 (PO 4) 2- (“fosforiit”), lahustumatu, tugevate hapete mõjul muutub see paremini lahustuvateks kaltsiumvesinik- ja divesinikfosfaatideks. Lähteaine fosfori, fosforhappe, fosfaatväetiste tootmiseks. Kaltsiumfosfaate sisaldavad ka apatiidid, looduslikud ühendid ligikaudse valemiga Ca 5 3 Y, kus Y = vastavalt F, Cl või OH, fluor, kloor või hüdroksüapatiit. Koos fosforiidiga on apatiidid osa paljude elusorganismide luuskeletist, sh. ja mees.

Kaltsiumfluoriid CaF 2 - (loomulik:"fluoriit", "fluoriit"), valget värvi lahustumatu aine. Looduslikel mineraalidel on lisandite tõttu mitmesuguseid värve. Kuumutamisel ja UV-kiirguse käes helendab pimedas. See suurendab metallide tootmisel räbu voolavust ("sulatavust"), mis seletab selle kasutamist räbustina.

Kaltsiumkloriid CaCl 2- värvitu kristus. See on vees hästi lahustuv. Moodustab kristalse hüdraadi CaCl 2 *6H 2 O. Veevaba ("sulatatud") kaltsiumkloriid on hea kuivatusaine.

Kaltsiumnitraat Ca(NO 3) 2- ("kaltsiumnitraat") värvitu. kristus. See on vees hästi lahustuv. Pürotehniliste kompositsioonide lahutamatu osa, mis annab leegile punakasoranži värvi.

Kaltsiumkarbiid CaС 2- reageerib veega, moodustades näiteks atsetüleeni: CaС 2 + H 2 O = С 2 H 2 + Ca(OH) 2

Rakendus:

Metallist kaltsiumi kasutatakse tugeva redutseerijana mõnede raskesti redutseeritavate metallide ("kaltsiotermia") tootmisel: kroom, haruldaste muldmetallide elemendid, toorium, uraan jne. Vase, nikli, eriteraste ja pronksi metallurgias , kaltsiumi ja selle sulameid kasutatakse väävli, fosfori, liigse süsiniku kahjulike lisandite eemaldamiseks.
Kaltsiumi kasutatakse ka väikese koguse hapniku ja lämmastiku sidumiseks kõrgvaakumi saamisel ja inertgaaside puhastamisel.
Neutronite üleliigseid 48 Ca ioone kasutatakse uute keemiliste elementide sünteesiks, näiteks element nr 114, . Teist kaltsiumi isotoopi, 45Ca, kasutatakse radioaktiivse märgistusainena kaltsiumi bioloogilise rolli ja selle keskkonnas migreerumise uuringutes.

Paljude kaltsiumiühendite peamine kasutusvaldkond on ehitusmaterjalide (tsement, ehitussegud, kipsplaat jne) tootmine.

Kaltsium on elusorganismides üks makroelemente, moodustades ühendeid, mis on vajalikud nii selgroogsete sisemise luustiku kui ka paljude selgrootute välise skeleti, munade koore, ehitamiseks. Kaltsiumiioonid osalevad ka rakusiseste protsesside reguleerimises ja määravad vere hüübimist. Kaltsiumipuudus lapsepõlves põhjustab rahhiidi, vanemas eas - osteoporoosi. Kaltsiumi allikaks on piimatooted, tatar, pähklid ning selle imendumist soodustab vitamiin D. Kaltsiumipuuduse korral kasutatakse erinevaid ravimeid: kaltseksi, kaltsiumkloriidi lahust, kaltsiumglükonaati jne.
Kaltsiumi massiosa inimkehas on 1,4-1,7%, päevane vajadus on 1-1,3 g (olenevalt vanusest). Liigne kaltsiumi tarbimine võib põhjustada hüperkaltseemiat – selle ühendite ladestumist siseorganitesse ja verehüüvete teket veresoontes. Allikad:
Kaltsium (element) // Wikipedia. URL: http://ru.wikipedia.org/wiki/Calcium (juurdepääsu kuupäev: 01.03.2014).
Populaarne keemiliste elementide raamatukogu: Kaltsium. // URL: http://n-t.ru/ri/ps/pb020.htm (01/3/2014).