Најважните соединенија на калциум, нивното значење и употреба. Калциум (Ca, калциум)

Калциум

КАЛЦИУМ-Јас; м.[од лат. calx (calcis) - вар] Хемиски елемент (Ca), сребрено-бел метал кој е дел од варовник, мермер и др.

◁ Калциум, ох, ох. К соли.

калциум

(лат. Калциум), хемиски елемент од групата II на периодниот систем, припаѓа на земноалкалните метали. Име од лат. calx, генитив калцис - вар. Сребрено-бел метал, густина 1,54 g/cm 3, т pl 842ºC. На обични температури лесно се оксидира во воздухот. Во однос на застапеноста во земјината кора, таа е на 5-то место (минерали калцит, гипс, флуорит итн.). Како активен редукционен агенс, се користи за добивање U, Th, V, Cr, Zn, Be и други метали од нивните соединенија, за деоксидација на челици, бронзи и др. Тоа е дел од антифрикционите материјали. Соединенијата на калциум се користат во градежништвото (вар, цемент), препаратите на калциум се користат во медицината.

КАЛЦИУМ

КАЛЦИУМ (лат. Калциум), Ca (читај „калциум“), хемиски елемент со атомски број 20, се наоѓа во четвртиот период во групата IIA на периодичниот систем на елементи на Менделеев; атомска маса 40,08. Припаѓа на алкалните земјени елементи (цм.АЛКАЛНИ ЗЕМЈИНИ МЕТАЛИ).
Природниот калциум се состои од мешавина на нуклиди (цм.НУКЛИД)со масени броеви од 40 (во мешавина по маса од 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) и 46 (0,003%). Конфигурација на надворешниот електронски слој 4 с 2 . Во скоро сите соединенија, оксидационата состојба на калциумот е +2 (валентност II).
Радиусот на неутралниот атом на калциум е 0,1974 nm, радиусот на јонот на Ca 2+ е од 0,114 nm (за координативен број 6) до 0,148 nm (за координативен број 12). Енергиите на секвенцијална јонизација на неутрален атом на калциум се, соодветно, 6.133, 11.872, 50.91, 67.27 и 84.5 eV. Според Паулинговата скала, електронегативноста на калциумот е околу 1,0. Во својата слободна форма, калциумот е сребрено-бел метал.
Историја на откривање
Соединенијата на калциум се наоѓаат насекаде во природата, па човештвото е запознаено со нив уште од античко време. Вар долго време се користи во градежништвото (цм.ВАР)(брза и гасена), која долго време се сметаше за едноставна супстанција, „земја“. Меѓутоа, во 1808 година англискиот научник Г. Дејви (цм.ДЕЈВИ Хемфри)успеал да добие нов метал од вар. За да го направите ова, Дејви подложил на електролиза мешавина од малку навлажнета гасена вар со жива оксид и изолирал нов метал од амалгамот формиран на катодата на живата, што тој го нарекол калциум (од латинскиот calx, родот calcis - вар). Во Русија извесно време овој метал беше наречен „варовник“.
Да се ​​биде во природа
Калциумот е еден од најчестите елементи на Земјата. Сочинува 3,38% од масата на земјината кора (5-та најзастапена по кислородот, силициумот, алуминиумот и железото). Поради високата хемиска активност, калциумот не се јавува во слободна форма во природата. Најголем дел од калциумот се наоѓа во силикатите (цм.СИЛИКАТИ)и алумосиликати (цм.АЛУМИНИУМСКИ СИЛИКАТИ)разни карпи (гранити (цм.ГРАНИТ), гнајсеви (цм.ГНАЈС)и така натаму.). Во форма на седиментни карпи, соединенијата на калциум се претставени со креда и варовници, кои се состојат главно од минералот калцит (цм.КАЛЦИТ)(CaCO 3). Кристалната форма на калцит - мермер - е многу поретка во природата.
Калциумските минерали како варовникот се доста чести (цм.ВАРОВНИК) CaCO3, анхидрит (цм.АНХИДРИТ) CaSO 4 и гипс (цм.ГИПС) CaSO 4 2H 2 O, флуорит (цм.ФЛУОРИТ) CaF 2, апатити (цм.АПАТИТ) Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), доломит (цм.ДОЛОМИТ) MgCO 3 ·CaCO 3. Присуството на соли на калциум и магнезиум во природната вода ја одредува нејзината цврстина (цм.ТРВИНА НА ВОДАТА). Значителна количина на калциум се наоѓа во живите организми. Така, хидроксиапатитот Ca 5 (PO 4) 3 (OH), или, во друг запис, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca(OH) 2, е основата на коскеното ткиво на 'рбетниците, вклучувајќи ги и луѓето; Лушпите и лушпите на многу безрбетници, лушпи од јајца итн. се направени од калциум карбонат CaCO 3.
Потврда
Металниот калциум се добива со електролиза на топење што се состои од CaCl 2 (75-80%) и KCl или од CaCl 2 и CaF 2, како и со алуминотермичка редукција на CaO на 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Физички и хемиски својства
Металот на калциум постои во две алотропни модификации (види Алотропија (цм.АЛОТРОПИЈА)). До 443 °C, a-Ca со кубна решетка во центарот на лицето (параметар a = 0,558 nm) е стабилна; b-Ca со кубна решетка во центарот на телото од типот a-Fe (параметар a = 0,448 nm) е постабилна. Точката на топење на калциумот е 839 °C, точката на вриење е 1484 °C, густината е 1,55 g/cm3.
Хемиската активност на калциумот е висока, но пониска од онаа на сите други земноалкални метали. Лесно реагира со кислород, јаглерод диоксид и влага во воздухот, поради што површината на калциумовиот метал е обично тапо сива, па во лабораторија калциумот обично се складира, како и другите метали од алкална земја, во добро затворена тегла под слој. на керозин.
Во серијата стандардни потенцијали, калциумот се наоѓа лево од водородот. Стандардниот електроден потенцијал на парот Ca 2+ /Ca 0 е –2,84 V, така што калциумот активно реагира со вода:
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2.
Калциумот реагира со активни неметали (кислород, хлор, бром) во нормални услови:
2Ca + O 2 = 2CaO; Ca + Br 2 = CaBr 2.
Кога се загрева во воздух или кислород, калциумот се запали. Калциумот реагира со помалку активни неметали (водород, бор, јаглерод, силициум, азот, фосфор и други) кога се загрева, на пример:
Ca + H 2 = CaH 2 (калциум хидрид),
Ca + 6B = CaB 6 (калциум борид),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (калциум нитрид)
Ca + 2C = CaC 2 (калциум карбид)
Познати се и 3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (калциум фосфид), калциум фосфиди од составите CaP и CaP 5;
2Ca + Si = Ca 2 Si (калциум силицид); познати се и силициди на калциум од составите CaSi, Ca 3 Si 4 и CaSi 2.
Појавата на горенаведените реакции, по правило, е придружена со ослободување на голема количина топлина (т.е., овие реакции се егзотермни). Кај сите соединенија со неметали, оксидационата состојба на калциумот е +2. Повеќето соединенија на калциум со неметали лесно се разложуваат со вода, на пример:
CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2,
Ca 3 N 2 + 3H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2NH 3.
Калциум оксидот е типично основен. Во лабораторија и технологија се добива со термичко разложување на карбонати:
CaCO 3 = CaO + CO 2.
Техничкиот калциум оксид CaO се нарекува жива вар.
Тој реагира со вода за да формира Ca(OH) 2 и ослободува голема количина на топлина:
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2.
Ca(OH)2 добиен на овој начин обично се нарекува гасена вар или млеко од вар (цм.ВАР МЛЕКО)поради тоа што растворливоста на калциум хидроксид во вода е мала (0,02 mol/l на 20°C), а кога се додава во вода се формира бела суспензија.
При интеракција со кисели оксиди, CaO формира соли, на пример:
CaO + CO 2 = CaCO 3; CaO + SO 3 = CaSO 4.
Јонот на Ca 2+ е безбоен. Кога на пламенот се додаваат калциумови соли, пламенот станува тули-црвен.
Калциумовите соли како што се CaCl 2 хлорид, CaBr 2 бромид, CaI 2 јодид и Ca(NO 3) 2 нитрат се високо растворливи во вода. Нерастворливи во вода се флуорид CaF 2, карбонат CaCO 3, сулфат CaSO 4, просечен ортофосфат Ca 3 (PO 4) 2, оксалат CaC 2 O 4 и некои други.
Важно е дека, за разлика од просечниот калциум карбонат CaCO 3, киселиот калциум карбонат (бикарбонат) Ca(HCO 3) 2 е растворлив во вода. Во природата, ова води до следните процеси. Кога студениот дожд или речната вода, заситена со јаглерод диоксид, продира под земја и паѓа на варовник, се забележува нивно растворање:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2.
На истите места каде што водата заситена со калциум бикарбонат доаѓа на површината на земјата и се загрева од сончевите зраци, се јавува обратна реакција:
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Така се пренесуваат големи маси на материи во природата. Како резултат на тоа, може да се формираат огромни дупки под земја (види Карст (цм.КАРСТ (природен феномен))), а во пештерите се формираат прекрасни камени „мразови“ - сталактити (цм.СТАЛАКТИТИ (минерални формации))и сталагмити (цм.СТАЛАГМИТИ).
Присуството на растворен калциум бикарбонат во водата во голема мера ја одредува привремената тврдост на водата. (цм.ТРВИНА НА ВОДАТА). Се нарекува привремен затоа што кога водата ќе зоврие, бикарбонатот се распаѓа и се таложи CaCO 3. Овој феномен води, на пример, до фактот дека со текот на времето се формира бигор во котел.
Примена на калциум и неговите соединенија
Металот на калциум се користи за металотермичко производство на ураниум (цм.УРАНИУМ (хемиски елемент)), ториум (цм.ТОРИУМ), титаниум (цм.ТИТАНИУМ (хемиски елемент)), циркониум (цм.ЦИРКОНИУМ), цезиум (цм.ЦЕЗИУМ)и рубидиум (цм.РУБИДИУМ).
Природните соединенија на калциум се широко користени во производството на врзива (цемент (цм.ЦЕМЕНТ), гипс (цм.ГИПС), вар, итн.). Врзувачкиот ефект на гасената вар се заснова на фактот дека со текот на времето, калциум хидроксид реагира со јаглерод диоксид во воздухот. Како резултат на тековната реакција, се формираат иглички кристали на калцит CaCO3, кои прераснуваат во блиски камења, тули и други градежни материјали и, како да се каже, ги заваруваат во една целина. Кристалниот калциум карбонат - мермер - е одличен материјал за завршна обработка. Креда се користи за варосуване. Во производството на леано железо се трошат големи количини варовник, бидејќи овозможуваат претворање на огноотпорните нечистотии од железна руда (на пример, кварц SiO 2) во згура со релативно ниско топење.
Белилото е многу ефикасно како средство за дезинфекција. (цм.ПРАШОТ ЗА Белење)- „белење“ Ca(OCl)Cl - мешан хлорид и калциум хипохлорид (цм.КАЛЦИУМ ХИПОХЛОРИТ)со висока оксидирачка способност.
Калциум сулфатот е исто така широко користен, кој постои и во форма на безводно соединение и во форма на кристални хидрати - таканаречениот „полуводен“ сулфат - алабастер (цм.АЛЕВИЗ ФРЈАЗИН (Миланец)) CaSO 4 ·0,5H 2 O и дихидрат сулфат - гипс CaSO 4 ·2H 2 O. Гипсот е широко користен во градежништвото, во скулптурата, за производство на штуко-калапи и разни уметнички производи. Гипсот се користи и во медицината за фиксирање на коските при фрактури.
Калциум хлорид CaCl 2 се користи заедно со кујнска сол за борба против замрзнувањето на површините на патиштата. Калциум флуорид CaF 2 е одличен оптички материјал.
Калциум во телото
Калциумот е биоген елемент (цм.БИОГЕНИ ЕЛЕМЕНТИ), постојано присутни во ткивата на растенијата и животните. Важна компонента на минералниот метаболизам на животните и луѓето и минералната исхрана на растенијата, калциумот врши различни функции во телото. Составен од апатит (цм.АПАТИТ), како и сулфатот и карбонатот, калциумот ја формира минералната компонента на коскеното ткиво. Човечкото тело со тежина од 70 кг содржи околу 1 кг калциум. Калциумот учествува во функционирањето на јонските канали (цм.ЈОН КАНАЛИ)транспорт на супстанции преку биолошки мембрани во преносот на нервните импулси (цм.НЕРВЕН ИМПУЛС), во процесите на згрутчување на крвта (цм.ЗАСИРУВАЊЕ НА КРВТА, КОАГУЛАЦИЈА)и оплодување. Калциферолите го регулираат метаболизмот на калциум во телото (цм.КАЛЦИФЕРОЛИ)(витамин Д). Недостатокот или вишокот на калциум доведува до разни болести - рахитис (цм.РАХИТ), калциноза (цм.КАЛЦИНОЗА)итн. Затоа, човечката храна мора да содржи соединенија на калциум во потребните количини (800-1500 mg калциум на ден). Содржината на калциум е висока во млечните производи (како што се урда, сирење, млеко), некои зеленчуци и друга храна. Препаратите од калциум се широко користени во медицината.

енциклопедиски речник. 2009 .

Синоними:

Калциумот (латински Calcium, симболизиран Ca) е елемент со атомски број 20 и атомска маса 40,078. Тоа е елемент од главната подгрупа на втората група, четвртиот период од периодниот систем на хемиски елементи на Дмитриј Иванович Менделеев. Во нормални услови, едноставната супстанција калциум е лесен (1,54 g/cm3) податлив, мек, хемиски активен земноалкален метал со сребрено-бела боја.

Во природата, калциумот е претставен како мешавина од шест изотопи: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), 43Ca (0,145%), 44Ca (2,06%), 46Ca (0,0033%) и 48Ca (0,185%). Главниот изотоп на дваесеттиот елемент - најчестиот - е 40Ca, неговото изотопско изобилство е околу 97%. Од шесте природни изотопи на калциум, пет се стабилни; шестиот изотоп 48Ca, најтешкиот од шесте и доста редок (неговото изотопско изобилство е само 0,185%), неодамна беше откриено дека претрпува двојно β-распаѓање со полуживот од 5,3∙1019 години. Изотопите добиени вештачки со масовни броеви 39, 41, 45, 47 и 49 се радиоактивни. Најчесто тие се користат како изотопски индикатор во проучувањето на процесите на метаболизмот на минералите во жив организам. 45Ca, добиен со зрачење на метален калциум или неговите соединенија со неутрони во реактор на ураниум, игра важна улога во проучувањето на метаболичките процеси што се случуваат во почвите и во проучувањето на процесите на апсорпција на калциум од растенијата. Благодарение на истиот изотоп, беше можно да се откријат извори на контаминација на различни видови челик и ултра-чисто железо со соединенија на калциум за време на процесот на топење.

Калциумските соединенија - мермер, гипс, варовник и вар (производ на печење на варовник) се познати уште од античко време и биле широко користени во градежништвото и медицината. Старите Египќани користеле соединенија на калциум во изградбата на нивните пирамиди, а жителите на големиот Рим измислиле бетон - користејќи мешавина од кршен камен, вар и песок. До самиот крај на 18 век, хемичарите биле убедени дека вар е едноставна цврстина. Дури во 1789 година Лавоазие предложил дека вар, алумина и некои други соединенија се сложени супстанции. Во 1808 година, металниот калциум бил добиен од Г. Дејви со електролиза.

Употребата на калциум метал е поврзана со неговата висока хемиска активност. Се користи за обновување од соединенија на одредени метали, на пример, ториум, ураниум, хром, циркониум, цезиум, рубидиум; за отстранување на кислород и сулфур од челик и некои други легури; за дехидрација на органски течности; за апсорпција на резидуални гасови во вакуум уреди. Покрај тоа, калциум металот служи како легирана компонента во некои легури. Соединенијата на калциум се користат многу пошироко - се користат во градежништвото, пиротехниката, производството на стакло, медицината и многу други области.

Калциумот е еден од најважните биогени елементи; тој е неопходен за повеќето живи организми за нормалниот тек на животните процеси. Возрасното тело содржи до еден и пол килограми калциум. Таа е присутна во сите ткива и течности на живите организми. Дваесеттиот елемент е неопходен за формирање на коскено ткиво, одржување на отчукувањата на срцето, згрутчување на крвта, одржување на нормална пропустливост на надворешните клеточни мембрани и формирање на голем број ензими. Списокот на функции што ги извршува калциумот во телата на растенијата и животните е многу долг. Доволно е да се каже дека само ретки организми можат да се развијат во средина без калциум, а другите организми се состојат од 38% од овој елемент (човечкото тело содржи само околу 2% калциум).

Биолошки својства

Калциумот е еден од биогените елементи, неговите соединенија се наоѓаат во скоро сите живи организми (малку организми можат да се развијат во средина без калциум), обезбедувајќи нормален тек на животните процеси. Дваесеттиот елемент е присутен во сите ткива и течности на животните и растенијата; најголемиот дел од него (во 'рбетните организми, вклучително и луѓето) е содржан во скелетот и забите во форма на фосфати (на пример, хидроксиапатит Ca5(PO4)3OH или 3Ca3 (PO4)2 Ca (OH)2). Употребата на дваесеттиот елемент како градежен материјал за коските и забите се должи на фактот што јоните на калциум не се користат во клетката. Концентрацијата на калциум е контролирана од специјални хормони, нивното комбинирано дејство ја зачувува и одржува структурата на коските. Скелетите на повеќето групи без'рбетници (мекотели, корали, сунѓери и други) се изградени од различни форми на калциум карбонат CaCO3 (вар). Многу без'рбетници складираат калциум пред да се стопеат за да изградат нов скелет или да обезбедат витални функции во неповолни услови. Животните добиваат калциум од храна и вода, а растенијата - од почвата и во однос на овој елемент се поделени на калцифили и калцефоби.

Јоните на овој важен микроелемент се вклучени во процесите на згрутчување на крвта, како и во обезбедувањето постојан осмотски притисок на крвта. Покрај тоа, калциумот е неопходен за формирање на голем број клеточни структури, одржување на нормална пропустливост на надворешните клеточни мембрани, за оплодување на јајца од риба и други животни и активирање на голем број ензими (можеби оваа околност се должи на фактот дека калциумот ги заменува јоните на магнезиум). Калциумовите јони пренесуваат возбуда до мускулните влакна, предизвикувајќи негово контракција, ја зголемуваат силата на срцевите контракции, ја зголемуваат фагоцитната функција на леукоцитите, го активираат системот на заштитни крвни протеини, ја регулираат егзоцитозата, вклучително и лачењето на хормони и невротрансмитери. Калциумот влијае на пропустливоста на крвните садови – без овој елемент мастите, липидите и холестеролот би се наталожиле на ѕидовите на крвните садови. Калциумот го промовира ослободувањето на соли на тешки метали и радионуклиди од телото и врши антиоксидантни функции. Калциумот влијае на репродуктивниот систем, делува антистресно и има антиалергиско дејство.

Содржината на калциум во телото на возрасен човек (тежи 70 кг) е 1,7 кг (главно во меѓуклеточната супстанција на коскеното ткиво). Потребата за овој елемент зависи од возраста: за возрасни потребниот дневен внес е од 800 до 1.000 милиграми, за деца од 600 до 900 милиграми. За децата особено е важно да се консумира потребната доза за интензивен раст и развој на коските. Главниот извор на калциум во телото е млекото и млечните производи; остатокот од калциумот доаѓа од месото, рибата и некои растителни производи (особено мешунките). Апсорпцијата на катјоните на калциум се јавува во дебелото и тенкото црево; апсорпцијата е олеснета со кисела средина, витамини Ц и Д, лактоза (млечна киселина) и незаситени масни киселини. За возврат, аспиринот, оксалната киселина и дериватите на естроген значително ја намалуваат сварливоста на дваесеттиот елемент. Така, кога се комбинира со оксална киселина, калциумот произведува соединенија нерастворливи во вода кои се компоненти на камењата во бубрезите. Улогата на магнезиумот во метаболизмот на калциум е голема - со неговиот недостаток, калциумот се „измие“ од коските и се депонира во бубрезите (бубрежни камења) и мускулите. Генерално, телото има комплексен систем за складирање и ослободување на дваесеттиот елемент, поради што содржината на калциум во крвта е прецизно регулирана, а при правилна исхрана не се јавува недостаток или вишок. Долготрајната диета со калциум може да предизвика грчеви, болки во зглобовите, запек, замор, поспаност и ретардација на растот. Продолжениот недостаток на калциум во исхраната доведува до развој на остеопороза. Никотинот, кофеинот и алкохолот се некои од причините за недостаток на калциум во организмот, бидејќи придонесуваат за негово интензивно излачување во урината. Сепак, вишокот на дваесеттиот елемент (или витамин Д) доведува до негативни последици - се развива хиперкалцемија, чија последица е интензивна калцификација на коските и ткивата (главно влијае на уринарниот систем). Долготрајниот вишок на калциум го нарушува функционирањето на мускулите и нервните ткива, го зголемува згрутчувањето на крвта и ја намалува апсорпцијата на цинк од коскените клетки. Може да се јават остеоартритис, катаракта и проблеми со крвниот притисок. Од горенаведеното можеме да заклучиме дека клетките на растителните и животинските организми имаат потреба од строго дефинирани соодноси на јони на калциум.

Во фармакологијата и медицината, соединенијата на калциум се користат за производство на витамини, таблети, апчиња, инјекции, антибиотици, како и за производство на ампули и медицински прибор.

Излегува дека прилично честа причина за машка неплодност е недостатокот на калциум во телото! Факт е дека главата на спермата има формација во облик на стрела, која се состои целосно од калциум; со доволна количина на овој елемент, спермата може да ја надмине мембраната и да ја оплоди јајце клетката; ако има недоволна количина, неплодност се јавува.

Американските научници открија дека недостатокот на јони на калциум во крвта доведува до слабеење на меморијата и намалена интелигенција. На пример, од добро познатото американско списание Science News, стана познато за експерименти кои потврдија дека мачките развиваат условен рефлекс само ако нивните мозочни клетки содржат повеќе калциум отколку крв.

Соединението калциум цијанамид, високо ценет во земјоделството, се користи не само како азотно ѓубриво и извор на уреа - вредно ѓубриво и суровина за производство на синтетички смоли, туку и како супстанца со која беше можно да се механизира берба на полиња со памук. Факт е дека по третманот со ова соединение, растението памук веднаш ги фрла лисјата, што им овозможува на луѓето да го остават берењето памук на машините.

Кога се зборува за храна богата со калциум, секогаш се споменуваат млечни производи, но самото млеко содржи од 120 mg (кравјо) до 170 mg (овци) калциум на 100 g; урдата е уште посиромашна - само 80 mg на 100 грама. Од млечните производи, само сирењето содржи од 730 mg (Гауда) до 970 mg (Ементал) калциум на 100 g производ. Сепак, рекордер по содржината на дваесеттиот елемент е афионот - 100 грама афион содржи речиси 1.500 мг калциум!

Калциум хлоридот CaCl2, кој се користи, на пример, во единиците за ладење, е отпаден производ на многу хемиски технолошки процеси, особено на големо производство на сода. Сепак, и покрај широката употреба на калциум хлорид во различни области, неговата потрошувачка е значително помала од неговото производство. Поради оваа причина, на пример, во близина на фабриките за сода, се формираат цели езера од саламура со калциум хлорид. Ваквите езерца за складирање не се невообичаени.

За да се разбере колку соединенија на калциум се консумираат, вреди да се наведат само неколку примери. Во производството на челик, вар се користи за отстранување на фосфор, силициум, манган и сулфур; во процесот на конвертор на кислород, се трошат 75 килограми вар по тон челик! Друг пример доаѓа од сосема друга област - прехранбената индустрија. Во производството на шеќер, сирупот од суров шеќер се реагира со вар за да се таложи калциум сахароза. Значи, шеќерот од трска обично бара околу 3-5 кг вар по тон, а шеќерот од репка - сто пати повеќе, односно околу половина тон вар на тон шеќер!

„Цврстината“ на водата е голем број на својства што солите на калциум и магнезиум растворени во неа ги даваат вода. Вкочанетоста е поделена на привремена и трајна. Привремената или карбонатната цврстина е предизвикана од присуството на растворливи хидрокарбонати Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2 во вода. Многу е лесно да се ослободите од тврдоста на карбонат - кога водата се варат, бикарбонатите се претвораат во нерастворливи во вода калциум и магнезиум карбонати, кои таложат. Постојаната цврстина се создава од сулфати и хлориди од истите метали, но ослободувањето од него е многу потешко. Тврдата вода е опасна не толку затоа што го спречува создавањето на пена од сапуница и затоа полошо ги мие алиштата; она што е многу полошо е што формира слој од бигор во парните котли и системите за котли, а со тоа ја намалува нивната ефикасност и доведува до итни ситуации. Она што е интересно е дека знаеле како да ја одредат тврдоста на водата уште во антички Рим. Црвеното вино се користело како реагенс - неговите супстанции за боење формираат талог со јони на калциум и магнезиум.

Процесот на подготовка на калциум за складирање е многу интересен. Металот на калциум се чува долго време во форма на парчиња со тежина од 0,5 до 60 кг. Овие „инготи“ се пакуваат во хартиени кеси, а потоа се ставаат во контејнери од галванизирано железо со залемени и обоени шевови. Цврсто затворени контејнери се ставаат во дрвени кутии. Парчињата со тежина помала од половина килограм не можат да се чуваат долго време - кога се оксидираат, брзо се претвораат во оксид, хидроксид и калциум карбонат.

Приказна

Калциум метал е добиен релативно неодамна - во 1808 година, но човештвото е запознаено со соединенијата на овој метал многу долго време. Од античките времиња, луѓето користеле варовник, креда, мермер, алабастер, гипс и други соединенија што содржат калциум во градежништвото и медицината. Варовникот CaCO3 најверојатно бил првиот градежен материјал што го користеле луѓето. Се користел во изградбата на египетските пирамиди и Кинескиот ѕид. Многу храмови и цркви во Русија, како и повеќето згради на античка Москва, биле изградени со варовник - бел камен. Дури и во античко време, едно лице, со палење варовник, добивало жива вар (CaO), за што сведочат делата на Плиниј Постариот (1 век н.е.) и Диоскорид, лекар во римската војска, на кого му вовел калциум оксид во својата есеј „За лековите“ името „брза вар“, кое преживеало до ден-денес. И сето ова и покрај фактот што чистиот калциум оксид прв го опиша германскиот хемичар I. Потоа дури во 1746 година и во 1755 година, хемичарот Ј. Блек, проучувајќи го процесот на отпуштање, откри дека губењето на варовничката маса за време на отпуштањето се јавува поради за ослободување на гас на јаглерод диоксид:

CaCO3 ↔ CO2 + CaO

Египетските малтери кои се користеле во пирамидите во Гиза се базирале на делумно дехидриран гипс CaSO4 2H2O или, со други зборови, алабастер 2CaSO4∙H2O. Тоа е и основата на целиот малтер во гробницата на Тутанкамон. Египќаните користеле изгорен гипс (алабастер) како врзивно средство во изградбата на објекти за наводнување. Со согорување на природниот гипс на високи температури, египетските градители ја постигнале неговата делумна дехидрација, а не само водата, туку и сулфурниот анхидрид бил одвоен од молекулата. Последователно, кога се разреди со вода, се доби многу силна маса која не се плашеше од флуктуации на вода и температура.

Римјаните со право можат да се наречат пронаоѓачи на бетон, бидејќи во нивните згради користеле една од сортите на овој градежен материјал - мешавина од кршен камен, песок и вар. Има опис на Плиниј Постариот за изградбата на цистерни од таков бетон: „За изградба на цистерни земете пет дела чист чакал песок, два дела од најдобро гасена вар и фрагменти од силекс (тврда лава) со тежина не повеќе од фунтајте ја секоја, по мешањето, набијте ги долните и страничните површини со удари на железен чекан. Во влажната клима во Италија, бетонот беше најотпорниот материјал.

Излегува дека човештвото одамна е свесно за соединенијата на калциум, кои тие широко ги консумирале. Сепак, до крајот на 18 век, хемичарите сметале дека вар е едноставна цврста супстанца; дури на прагот на новиот век започнало проучувањето на природата на вар и другите соединенија на калциум. Така, Стал предложил дека варот е сложено тело кое се состои од земјени и водени принципи, а Блек ја утврдил разликата помеѓу каустичната вар и јаглеродната вар, која содржи „фиксен воздух“. Антоан Лоран Лавоазие ја класифицирал варовничката земја (CaO) како елемент, односно како едноставна супстанција, иако во 1789 година тој сугерирал дека вар, магнезија, барит, алуминиум и силициум диоксид се сложени супстанции, но тоа ќе биде можно да се докаже само со разградување на „тврдоглавата земја“ (калциум оксид). И првиот човек кој успеал беше Хемфри Дејви. По успешното разградување на оксидите на калиум и натриум со електролиза, хемичарот решил на ист начин да добие метали од алкална земја. Сепак, првите обиди биле неуспешни - Англичанецот се обидел да разложи вар со електролиза во воздух и под слој масло, а потоа ја калцинирал вар со метален калиум во цевка и извршил многу други експерименти, но безуспешно. Конечно, во уред со жива катода, тој добил амалгам со електролиза на вар, а од него метален калциум. Наскоро, овој метод на добивање метал беше подобрен од I. Berzelius и M. Pontin.

Новиот елемент го доби своето име од латинскиот збор „calx“ (во генитивниот случај calcis) - вар, мек камен. Калкс беше името дадено на креда, варовник, генерално камче, но најчесто малтер од варовник. Овој концепт го користеле и античките автори (Витрувиј, Плиниј Постариот, Диоскорид), опишувајќи го палењето на варовникот, гаснењето вар и подготвувањето малтери. Подоцна, во кругот на алхемичари, „калкс“ го означувал производот на отпуштање воопшто - особено металите. На пример, металните оксиди се нарекувале метални варови, а самиот процес на печење се нарекувал калцинирање. Во древната руска книжевност со рецепти се среќава зборот кал (нечистотија, глина), па во збирката на Троица-Сергиевска лавра (XV век) се вели: „најдете измет, од него го создаваат златото на садот“. Дури подоцна зборот измет, кој несомнено е поврзан со зборот „калкс“, стана синоним за зборот измет. Во руската литература од почетокот на 19 век, калциумот понекогаш се нарекуваше основа на варовната земја, варовник (Шчеглов, 1830), калцификација (Иовски), калциум, калциум (Хес).

Да се ​​биде во природа

Калциумот е еден од најчестите елементи на нашата планета - петти по квантитативна содржина во природата (од неметали, почест е само кислородот - 49,5% и силициумот - 25,3%) и трет меѓу металите (почест е само алуминиумот - 7,5% и железо - 5,08%). Кларк (просечната содржина во земјината кора) на калциум, според различни проценки, се движи од 2,96% по маса до 3,38%, дефинитивно можеме да кажеме дека оваа бројка е околу 3%. Надворешната обвивка на атомот на калциум има два валентни електрони, чија врска со јадрото е прилично слаба. Поради оваа причина, калциумот е високо хемиски реактивен и не се јавува во слободна форма во природата. Сепак, тој активно мигрира и се акумулира во различни геохемиски системи, формирајќи приближно 400 минерали: силикати, алумосиликати, карбонати, фосфати, сулфати, боросиликати, молибдати, хлориди и други, рангирани на четвртото место во овој индикатор. Кога се топат базалтните магми, калциумот се акумулира во топењето и се вклучува во составот на главните минерали кои формираат карпи, при чие фракционирање неговата содржина се намалува при диференцијација на магмата од базни во кисели карпи. Во најголем дел, калциумот лежи во долниот дел од земјината кора, акумулирајќи се во основните карпи (6,72%); има малку калциум во земјината обвивка (0,7%) и, веројатно, уште помалку во јадрото на земјата (во железните метеорити слични на јадрото, дваесеттиот елемент е само 0,02%).

Точно, кларкот на калциум во камените метеорити е 1,4% (редок калциум сулфид е пронајден), кај карпите со средна големина е 4,65%, а киселите карпи содржат 1,58% калциум по маса. Главниот дел од калциумот е содржан во силикати и алумосиликати на различни карпи (гранити, гнајсеви и др.), особено во фелдспат - анортит Ca, како и диопсид CaMg, воластонит Ca3. Во форма на седиментни карпи, соединенијата на калциум се претставени со креда и варовници, кои се состојат главно од минералот калцит (CaCO3).

Калциум карбонат CaCO3 е едно од најзастапените соединенија на Земјата - минералите на калциум карбонат покриваат приближно 40 милиони квадратни километри од површината на земјата. Во многу делови од површината на Земјата има значителни седиментни наслаги на калциум карбонат, кои се формирале од остатоците на древните морски организми - креда, мермер, варовник, карпи од школка - сето тоа е CaCO3 со мали нечистотии, а калцитот е чист CaCO3. Најважен од овие минерали е варовникот, поточно варовниците - бидејќи секое наоѓалиште се разликува по густина, состав и количина на нечистотии. На пример, лушпата е варовник од органско потекло, а калциум карбонат, кој има помалку нечистотии, формира проѕирни кристали од варовник или исландски спар. Кредата е уште еден вообичаен тип на калциум карбонат, но мермерот, кристална форма на калцит, е многу поретко во природата. Општо е прифатено дека мермерот бил формиран од варовник во античките геолошки епохи. Како што се движеше земјината кора, поединечните наслаги на варовник станаа закопани под слоевите други карпи. Под влијание на високиот притисок и температура дошло до процес на рекристализација, при што варовникот се претворил во погуста кристална карпа - мермер. Бизарни сталактити и сталагмити се минералот арагонит, кој е друг вид на калциум карбонат. Орторомбичниот арагонит се формира во топлите мориња - огромни слоеви на калциум карбонат во форма на арагонит се формираат на Бахамите, Флорида Кис и сливот на Црвеното Море. Исто така доста распространети се и калциумовите минерали како што се флуорит CaF2, доломит MgCO3 CaCO3, анхидрит CaSO4, фосфорит Ca5(PO4)3(OH,CO3) (со различни нечистотии) и апатити Ca5(PO4)3(F,Cl,OH) - форми од калциум фосфат, алабастер CaSO4 0,5H2O и гипс CaSO4 2H2O (форми на калциум сулфат) и др. Минералите што содржат калциум содржат изоморфно заменливи нечистотии (на пример, натриум, стронциум, ретка земја, радиоактивни и други елементи).

Големо количество од дваесеттиот елемент се наоѓа во природните води поради постоењето на глобална „карбонатна рамнотежа“ помеѓу слабо растворливиот CaCO3, високо растворливиот Ca(HCO3)2 и CO2 пронајден во водата и воздухот:

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

Оваа реакција е реверзибилна и е основа за прераспределба на дваесеттиот елемент - со висока содржина на јаглерод диоксид во водите, калциумот е во раствор, а со мала содржина на CO2, минералот калцит CaCO3 таложи, формирајќи дебели наслаги од варовник, креда. и мермер.

Значителна количина на калциум е дел од живите организми, на пример, хидроксиапатит Ca5(PO4)3OH, или, во друг запис, 3Ca3(PO4)2 Ca(OH)2 - основата на коскеното ткиво на 'рбетниците, вклучително и луѓето. Калциум карбонат CaCO3 е главната компонента на лушпите и лушпите на многу безрбетници, лушпи од јајца, корали, па дури и бисери.

Апликација

Калциум метал се користи доста ретко. Во основа, овој метал (како и неговиот хидрид) се користи во металотермичкото производство на метали кои тешко се намалуваат - ураниум, титаниум, ториум, циркониум, цезиум, рубидиум и голем број на ретки метали од нивните соединенија (оксиди или халиди ). Калциумот се користи како средство за намалување во производството на никел, бакар и нерѓосувачки челик. Дваесеттиот елемент се користи и за деоксидација на челици, бронзи и други легури, за отстранување на сулфур од нафтени продукти, за дехидрација на органски растворувачи, за прочистување на аргонот од азотни нечистотии и како апсорбер на гас во електрични вакуумски уреди. Калциумскиот метал се користи во производството на антифрикциони легури на системот Pb-Na-Ca (се користи во лежиштата), како и легура на Pb-Ca што се користи за производство на обвивки за електрични кабли. Легурата на силикокалциум (Ca-Si-Ca) се користи како деоксидирачки агенс и средство за дегасирање во производството на квалитетни челици. Калциумот се користи и како елемент за легирање за легури на алуминиум и како модифицирачки додаток за легури на магнезиум. На пример, воведувањето на калциум ја зголемува јачината на алуминиумските лежишта. Чистиот калциум се користи и за легирање на олово, кое се користи за производство на батериски плочи и батерии со оловни киселини кои не бараат одржување со мало самопразнење. Исто така, металниот калциум се користи за производство на висококвалитетни калциумови бабити BKA. Со помош на калциум се регулира содржината на јаглерод во леано железо и се отстранува бизмутот од оловото, а челикот се прочистува од кислород, сулфур и фосфор. Калциумот, како и неговите легури со алуминиум и магнезиум, се користат во топлинските електрични резервни батерии како анода (на пример, калциум хроматски елемент).

Сепак, соединенијата од дваесеттиот елемент се користат многу пошироко. И пред сè, зборуваме за природни соединенија на калциум. Едно од најчестите соединенија на калциум на Земјата е CaCO3 карбонатот. Чистиот калциум карбонат е минералот калцит, а варовникот, кредата, мермерот и лушпата се CaCO3 со мали нечистотии. Мешаниот калциум и магнезиум карбонат се нарекува доломит. Варовникот и доломитот се користат главно како градежен материјал, површини на патишта или обезкиселувачи на почвата. Калциум карбонат CaCO3 е неопходен за производство на калциум оксид (брз вар) CaO и калциум хидроксид (гасена вар) Ca(OH)2. За возврат, CaO и Ca(OH)2 се главните супстанции во многу области на хемиската, металуршката и машинската индустрија - калциум оксид, и во слободна форма и како дел од керамички мешавини, се користи во производството на огноотпорни материјали; Колосалните количини на калциум хидроксид и се потребни на индустријата за пулпа и хартија. Дополнително, Ca(OH)2 се користи во производството на белило (добро средство за белење и дезинфекција), сол Бертоле, сода и некои пестициди за контрола на растителните штетници. Во производството на челик се троши огромна количина вар - за отстранување на сулфур, фосфор, силициум и манган. Друга улога на вар во металургијата е производството на магнезиум. Вар исто така се користи како лубрикант за влечење на челична жица и неутрализирање на отпадни течности за кисење кои содржат сулфурна киселина. Покрај тоа, варот е најчестиот хемиски реагенс за третман на вода за пиење и индустриска вода (заедно со стипса или железни соли, ги коагулира суспензиите и го отстранува талогот, а исто така ја омекнува водата со отстранување на привремената - бикарбона - тврдост). Во секојдневниот живот и медицината, преципитираниот калциум карбонат се користи како киселински неутрализирач, благ абразив во пастите за заби, извор на дополнителен калциум во диетите, компонента на гума за џвакање и филер во козметиката. CaCO3 се користи и како полнење во гуми, латекси, бои и емајли, како и во пластика (околу 10% по маса) за да се подобри нивната отпорност на топлина, вкочанетост, цврстина и обработливост.

Калциум флуоридот CaF2 е од особено значење, бидејќи во форма на минерал (флуорит) е единствениот индустриски важен извор на флуор! Калциум флуорид (флуорит) се користи во форма на единечни кристали во оптика (астрономски цели, леќи, призми) и како ласерски материјал. Факт е дека чашите направени само од калциум флуорид се пропустливи за целиот регион на спектарот. Калциум волфрам (шеелит) во форма на единечни кристали се користи во ласерската технологија, а исто така и како сцинтилатор. Не помалку важен е калциум хлоридот CaCl2 - компонента на саламура за ладилни единици и за полнење гуми на трактори и други возила. Со помош на калциум хлорид, патиштата и тротоарите се чистат од снег и мраз; ова соединение се користи за заштита на јагленот и рудата од смрзнување за време на транспортот и складирањето; дрвото е импрегнирано со неговиот раствор за да го направи огноотпорен. CaCl2 се користи во бетонски мешавини за да се забрза почетокот на стврднувањето и да се зголеми почетната и крајната цврстина на бетонот.

Вештачки произведениот калциум карбид CaC2 (со калцинирање на калциум оксид со кокс во електрични печки) се користи за производство на ацетилен и за намалување на металите, како и за производство на калциум цијанамид, кој, пак, ослободува амонијак под дејство на водена пареа. Покрај тоа, калциум цијанамид се користи за производство на уреа - вредно ѓубриво и суровина за производство на синтетички смоли. Со загревање на калциум во водородна атмосфера се добива CaH2 (калциум хидрид), кој се користи во металургијата (металотермија) и во производството на водород на терен (од 1 килограм калциум хидрид може да се добие повеќе од кубен метар водород ), што се користи за полнење балони, на пример. Во лабораториската пракса, калциум хидрид се користи како средство за намалување на енергијата. Инсектицидот калциум арсенат, кој се добива со неутрализирање на арсенската киселина со вар, широко се користи за борба против памучниот молец, молецот, тутунскиот црв и бубачката од Колорадо. Важни фунгициди се вар сулфат спрејови и Бордо мешавини, кои се направени од бакар сулфат и калциум хидроксид.

Производство

Првиот човек кој добил калциум метал бил англискиот хемичар Хемфри Дејви. Во 1808 година, тој електролизирал мешавина од влажна гасена вар Ca(OH)2 со жива оксид HgO на платина плоча која служела како анода (платинска жица потопена во жива делувала како катода), како резултат на што Дејви добил калциум амалгам со отстранување на жива од него, хемичарот добил нов метал, кој го нарекол калциум.

Во современата индустрија, слободниот метален калциум се добива со електролиза на топење на калциум хлорид CaCl2, чиј удел е 75-85%, и калиум хлорид KCl ​​(можно е да се користи мешавина од CaCl2 и CaF2) или со алуминотермичка редукција. на калциум оксид CaO на температура од 1.170-1.200 °C. Чистиот безводен калциум хлорид потребен за електролиза се добива со хлорирање на калциум оксид кога се загрева во присуство на јаглен или со дехидрација на CaCl2∙6H2O добиен со дејство на хлороводородна киселина на варовник. Електролитскиот процес се одвива во бања за електролиза, во која се ставаат суви калциум хлорид сол, без нечистотии и калиум хлорид, неопходни за намалување на точката на топење на смесата. Графитните блокови се поставени над бањата - анодата, бања од леано железо или челик исполнета со легура на бакар-калциум, делува како катода. За време на процесот на електролиза, калциумот преминува во легурата бакар-калциум, значително збогатувајќи ја; дел од збогатената легура постојано се отстранува; наместо тоа, се додава легура осиромашена со калциум (30-35% Ca), во исто време се формира хлор. мешавина на хлор-воздух (анодни гасови), која последователно оди на хлорирање на варово млеко. Збогатената легура на бакар-калциум може да се користи директно како легура или да се испрати за прочистување (дестилација), каде од него се добива метален калциум со нуклеарна чистота со дестилација во вакуум (на температура од 1.000-1.080 ° C и резидуален притисок од 13-20 kPa). За да се добие калциум со висока чистота, тој се дестилира двапати. Процесот на електролиза се изведува на температура од 680-720 °C. Факт е дека ова е најоптималната температура за електролитски процес - на пониска температура, легурата збогатена со калциум плови на површината на електролитот, а на повисока температура, калциумот се раствора во електролитот со формирање на CaCl. При електролиза со течни катоди од легури на калциум и олово или калциум и цинк, легури на калциум со олово (за лежишта) и со цинк (за производство на пена бетон - кога легурата реагира со влага, водородот се ослободува и се создава порозна структура ) директно се добиваат. Понекогаш процесот се изведува со изладена железна катода, која доаѓа само во контакт со површината на стопениот електролит. Како што се ослободува калциумот, катодата постепено се подига и од топењето се извлекува прачка (50-60 cm) калциум, заштитена од атмосферскиот кислород со слој зацврстен електролит. „Методот на допир“ произведува калциум силно контаминиран со калциум хлорид, железо, алуминиум и натриум; прочистувањето се врши со топење во атмосфера на аргон.

Друг метод за производство на калциум - металотермичен - беше теоретски оправдан уште во 1865 година од познатиот руски хемичар Н.Н.Бекетов. Алуминотермичкиот метод се заснова на реакцијата:

6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca

Брикетите се пресуваат од мешавина на калциум оксид и алуминиум во прав, се ставаат во реторти од хром-никел челик и добиениот калциум се дестилира на 1.170-1.200 °C и резидуален притисок од 0,7-2,6 Pa. Калциумот се добива во форма на пареа, која потоа се кондензира на ладна површина. Алуминотермичкиот метод за производство на калциум се користи во Кина, Франција и низа други земји. САД беа првите што го користеа металотермичкиот метод за производство на калциум во индустриско ниво за време на Втората светска војна. На ист начин, калциумот може да се добие со намалување на CaO со феросилициум или силикоалуминиум. Калциумот се произведува во форма на инготи или листови со чистота од 98-99%.

Добрите и лошите страни постојат и во двата методи. Електролитскиот метод е мултиоперативен, енергетски интензивен (40-50 kWh енергија се троши на 1 kg калциум), а исто така не е еколошки, затоа што бара голема количина на реагенси и материјали. Сепак, приносот на калциум со овој метод е 70-80%, додека кај алуминиотермичкиот метод приносот е само 50-60%. Дополнително, со металотермичкиот метод за добивање калциум, недостаток е тоа што е неопходно да се изврши повторна дестилација, а предноста е малата потрошувачка на енергија и отсуството на штетни емисии на гас и течност.

Неодамна, беше развиен нов метод за производство на калциум метал - тој се заснова на термичка дисоцијација на калциум карбид: карбидот загреан во вакуум до 1.750 °C се распаѓа за да формира калциумска пареа и цврст графит.

До средината на 20 век, калциум метал се произведуваше во многу мали количини, бидејќи речиси и да не најде примена. На пример, во Соединетите Американски Држави за време на Втората светска војна, не се потрошиле повеќе од 25 тони калциум, а во Германија само 5-10 тони. Дури во втората половина на 20 век, кога стана јасно дека калциумот е активно редуцирачко средство за многу ретки и огноотпорни метали, брзо се зголеми потрошувачката (околу 100 тони годишно) и, како последица на тоа, производството на овој метал. започна. Со развојот на нуклеарната индустрија, каде што калциумот се користи како компонента на металотермичката редукција на ураниумот од ураниум тетрафлуорид (освен во САД, каде што се користи магнезиум наместо калциум), побарувачката (околу 2.000 тони годишно) за елементот број дваесет, како и неговото производство, се зголемија повеќекратно. Во моментов, Кина, Русија, Канада и Франција може да се сметаат за главни производители на калциум метал. Од овие земји, калциумот се испраќа во САД, Мексико, Австралија, Швајцарија, Јапонија, Германија и Велика Британија. Цените на калциум металот постојано растеа се додека Кина не почна да го произведува металот во такви количини што имаше вишок на дваесеттиот елемент на светскиот пазар, што предизвика драстично пад на цената.

Физички својства

Што е калциум метал? Какви својства има овој елемент, добиен во 1808 година од англискиот хемичар Хемфри Дејви, метал чија маса во телото на возрасен човек може да биде и до 2 килограми?

Едноставната супстанција калциум е сребрено-бел лесен метал. Густината на калциумот е само 1,54 g/cm3 (на температура од 20 °C), што е значително помала од густината на железо (7,87 g/cm3), олово (11,34 g/cm3), злато (19,3 g/cm3). ) или платина (21,5 g/cm3). Калциумот е уште полесен од таквите „бестежински“ метали како алуминиум (2,70 g/cm3) или магнезиум (1,74 g/cm3). Неколку метали можат да се „пофалат“ со густина помала од онаа на дваесеттиот елемент - натриум (0,97 g/cm3), калиум (0,86 g/cm3), литиум (0,53 g/cm3). Густината на калциумот е многу слична на рубидиумот (1,53 g/cm3). Точката на топење на калциумот е 851 °C, точката на вриење е 1.480 °C. Другите земноалкални метали имаат слични точки на топење (иако малку пониски) и точки на вриење - стронциум (770 °C и 1.380 °C) и бариум (710 °C и 1.640 °C).

Металниот калциум постои во две алотропни модификации: при нормални температури до 443 ° C, α-калциумот е стабилен со кубна решетка во центарот на лицето како бакар, со параметри: a = 0,558 nm, z = 4, просторна група Fm3m, атомски радиус 1,97 А, јонски радиус на Ca2+ 1,04 А; во температурниот опсег 443-842 °C, β-калциумот со кубна решетка во центарот на телото од типот α-железо е стабилен, со параметри a = 0,448 nm, z = 2, просторна група Im3m. Стандардната енталпија на транзиција од α-модификација во β-модификација е 0,93 kJ/mol. Температурниот коефициент на линеарно проширување за калциум во температурниот опсег 0-300 °C е 22 10-6. Топлинската спроводливост на дваесеттиот елемент на 20 °C е 125,6 W/(m K) или 0,3 cal/(cm sec °C). Специфичниот топлински капацитет на калциумот во опсег од 0 до 100 ° C е 623,9 J/(kg K) или 0,149 cal/(g °C). Електричната отпорност на калциумот на температура од 20 ° C е 4,6 10-8 ом m или 4,6 10-6 ом cm; температурниот коефициент на електричен отпор на елементот број дваесет е 4,57 10-3 (на 20 °C). Калциумски модул на еластичност 26 H/m2 или 2600 kgf/mm2; цврстина на истегнување 60 MN/m2 (6 kgf/mm2); границата на еластичноста за калциум е 4 MN/m2 или 0,4 kgf/mm2, јачината на отпуштање е 38 MN/m2 (3,8 kgf/mm2); релативно издолжување на дваесеттиот елемент 50%; Тврдоста на калциумот според Бринел е 200-300 MN/m2 или 20-30 kgf/mm2. Со постепено зголемување на притисокот, калциумот почнува да ги покажува својствата на полупроводникот, но не станува таков во целосна смисла на зборот (во исто време, тој повеќе не е метал). Со дополнително зголемување на притисокот, калциумот се враќа во метална состојба и почнува да покажува суперспроводливи својства (температурата на суперспроводливост е шест пати повисока од онаа на живата и далеку ги надминува сите други елементи во спроводливоста). Уникатното однесување на калциумот на многу начини е слично на стронциумот (односно, паралелите во периодниот систем остануваат).

Механичките својства на елементарниот калциум не се разликуваат од својствата на другите членови на семејството на метали, кои се одлични структурни материјали: калциумовиот метал со висока чистота е еластичен, лесно се притиска и валани, се вовлекува во жица, се кова и е подложен на сечење - може да се вклучи на струг. Сепак, и покрај сите овие одлични квалитети на градежен материјал, калциумот не е еден - причината за тоа е неговата висока хемиска активност. Точно, не треба да заборавиме дека калциумот е незаменлив структурен материјал на коскеното ткиво, а неговите минерали се градежен материјал многу милениуми.

Хемиски својства

Конфигурацијата на надворешната електронска обвивка на атомот на калциум е 4s2, што ја одредува валентноста 2 на дваесеттиот елемент во соединенијата. Два електрони од надворешниот слој релативно лесно се одвојуваат од атомите, кои се претвораат во позитивни двојно наелектризирани јони. Поради оваа причина, во однос на хемиската активност, калциумот е само малку инфериорен во однос на алкалните метали (калиум, натриум, литиум). Како и вториот, калциумот, дури и на обична собна температура, лесно влегува во интеракција со кислород, јаглерод диоксид и влажен воздух, покривајќи се со досадна сива фолија од мешавина од CaO оксид и Ca(OH)2 хидроксид. Затоа, калциумот се складира во херметички затворен сад под слој од минерално масло, течен парафин или керозин. Кога се загрева во кислород и воздух, калциумот се запали, гори со светло црвен пламен, формирајќи го основниот оксид CaO, кој е бела, високо огноотпорна супстанција со точка на топење од приближно 2.600 °C. Калциум оксидот е исто така познат во инженерството како жива вар или изгорена вар. Добиени се и калциум пероксиди - CaO2 и CaO4. Калциумот реагира со вода за ослободување на водород (во низа стандардни потенцијали, калциумот се наоѓа лево од водородот и е способен да го помести од водата) и формирање на калциум хидроксид Ca(OH)2, а во ладна вода реакцијата стапката постепено се намалува (поради формирање на слабо растворлив слој на металната површина калциум хидроксид):

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q

Калциумот реагира поенергично со топла вода, брзо го поместува водородот и формира Ca(OH)2. Калциум хидроксид Ca(OH)2 е силна база, малку растворлива во вода. Заситениот раствор на калциум хидроксид се нарекува варова вода и е алкален. Во воздухот, варовната вода брзо станува заматена поради апсорпцијата на јаглерод диоксид и формирањето на нерастворлив калциум карбонат. И покрај ваквите насилни процеси што се случуваат за време на интеракцијата на дваесеттиот елемент со вода, сепак, за разлика од алкалните метали, реакцијата помеѓу калциумот и водата се одвива помалку енергично - без експлозии или пожари. Општо земено, хемиската активност на калциумот е помала од онаа на другите земноалкални метали.

Калциумот активно се комбинира со халогени, формирајќи соединенија од типот CaX2 - реагира со флуор на студ, а со хлор и бром на температури над 400 ° C, давајќи CaF2, CaCl2 и CaBr2, соодветно. Овие халиди во стопена состојба се формираат со калциум монохалиди од типот CaX - CaF, CaCl, во кои калциумот е формално едновалентен. Овие соединенија се стабилни само над температурите на топење на дихалидите (тие се диспропорционални при ладењето за да формираат Ca и CaX2). Покрај тоа, калциумот активно комуницира, особено кога се загрева, со разни неметали: со сулфур, кога се загрева, се добива калциум сулфид CaS, вториот додава сулфур, формирајќи полисулфиди (CaS2, CaS4 и други); во интеракција со сув водород на температура од 300-400 °C, калциумот го формира хидридот CaH2 - јонско соединение во кое водородот е анјон. Калциум хидрид CaH2 е супстанца слична на бела сол која бурно реагира со вода и ослободува водород:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Кога се загрева (околу 500 ° C) во азотна атмосфера, калциумот се запали и формира нитрид Ca3N2, познат во две кристални форми - висока температура α и ниска температура β. Нитрид Ca3N4 се добива и со загревање на калциум амид Ca(NH2)2 во вакуум. Кога се загрева без пристап до воздух со графит (јаглерод), силициум или фосфор, калциумот дава, соодветно, калциум карбид CaC2, силициди Ca2Si, Ca3Si4, CaSi, CaSi2 и фосфиди Ca3P2, CaP и CaP3. Повеќето соединенија на калциум со неметали лесно се разложуваат со вода:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

Со бор, калциумот формира калциум борид CaB6, со халкогени - халкогениди CaS, CaSe, CaTe. Познати се и полихалкогенидите CaS4, CaS5, Ca2Te3. Калциумот формира меѓуметални соединенија со различни метали - алуминиум, злато, сребро, бакар, олово и други. Како енергетски редуцирачки агенс, калциумот ги поместува речиси сите метали од нивните оксиди, сулфиди и халиди кога се загрева. Калциумот добро се раствора во течен амонијак NH3 за да формира син раствор, при чие испарување се ослободува амонијак [Ca(NH3)6] - златно обоено цврсто соединение со метална спроводливост. Калциумовите соли обично се добиваат со интеракција на киселински оксиди со калциум оксид, дејство на киселините на Ca(OH)2 или CaCO3 и реакции на размена во водени раствори на електролити. Многу калциумови соли се многу растворливи во вода (CaCl2 хлорид, CaBr2 бромид, CaI2 јодид и Ca(NO3)2 нитрат), тие речиси секогаш формираат кристални хидрати. Нерастворливи во вода се флуорид CaF2, карбонат CaCO3, сулфат CaSO4, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат CaC2O4 и некои други.

Вовед

Својства и употреба на калциум

1 Физички својства

2 Хемиски својства

3 Апликација

Добивање на калциум

1 Електролитичко производство на калциум и неговите легури

2 Термичко производство

3 Вакуум-термички метод за добивање на калциум

3.1 Алуминотермичен метод за редукција на калциум

3.2 Силикотермички метод за намалување на калциумот

Практичен дел

Библиографија

Вовед

Хемиски елемент од II група на периодичниот систем на Менделеев, атомски број 20, атомска маса 40,08; сребрено-бел лесен метал. Природниот елемент е мешавина од шест стабилни изотопи: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, од кои најчести се 40 Ca (96, 97%).

Соединенијата на Ca - варовник, мермер, гипс (како и вар - производ на калцинирање на варовник) веќе биле користени во градежништвото во античко време. До крајот на 18 век, хемичарите сметале дека вар е едноставна цврстина. Во 1789 година, A. Lavoisier сугерираше дека вар, магнезија, барит, алуминиум и силициум диоксид се сложени супстанции. Во 1808 година, Г. Дејви, подложувајќи ја мешавината од влажна гасена вар со жива оксид на електролиза со жива катода, подготвил амалгам на Ca и со дестилирање на жива од него, добил метал наречен „Калциум“ (од латинскиот calx, пол калцис - вар) .

Способноста на калциумот да ги врзува кислородот и азот овозможи да се користи за прочистување на инертни гасови и како собирач (Getter е супстанца што се користи за апсорпција на гасови и создавање длабок вакуум во електронските уреди.) во вакуумска радио опрема.

Калциумот се користи и во металургијата на бакар, никел, специјални челици и бронзи; ги врзуваат штетните нечистотии на сулфур, фосфор и вишок јаглерод. За истите цели, се користат легури на калциум со силициум, литиум, натриум, бор и алуминиум.

Во индустријата, калциумот се добива на два начина:

) Со загревање на брикетираната смеса од CaO и Al во прав на 1200 °C во вакуум од 0,01 - 0,02 mm. rt. чл.; се разликува по реакција:

CaO + 2Al = 3CaO Al2O3 + 3Ca

Калциумската пареа се кондензира на ладна површина.

) Со електролиза на топење на CaCl2 и KCl со течна бакар-калциумова катода, се подготвува легура на Cu - Ca (65% Ca), од која калциумот се дестилира на температура од 950 - 1000 ° C во вакуум од 0,1 - 0,001 mmHg.

) Развиен е и метод за производство на калциум со термичка дисоцијација на калциум карбид CaC2.

Калциумот е многу чест во природата во форма на различни соединенија. Во земјината кора се наоѓа на петтото место, со 3,25%, а најчесто се наоѓа во форма на варовник CaCO 3, доломит CaCO 3MgCO 3, гипс CaSO 42H 2О, фосфорит Ca 3(П.О. 4)2 и флуорспар CaF 2, не сметајќи го значителниот дел од калциумот во составот на силикатни карпи. Морската вода содржи просечно 0,04% (теж.) калциум.

Во оваа предметна работа се изучуваат својствата и употребата на калциумот, како и теоријата и технологијата на вакуум-термичките методи за негово производство.

. Својства и употреба на калциум

.1 Физички својства

Калциумот е сребрено-бел метал, но избледува кога е изложен на воздух поради формирање на оксид на неговата површина. Тоа е еластичен метал потврд од оловото. Кристална ќелија ?-Облик на Ca (стабилна на обична температура) кубна во центарот на лицето, a = 5,56 Å . Атомски радиус 1,97 Å , јонски радиус Ca 2+, 1,04Å . Густина 1,54 g/cm 3(20°C). Над 464 °C шестоаголна ?-форма. точка на топење 851 °C, точка на вриење 1482 °C; температурен коефициент на линеарно проширување 22·10 -6 (0-300 °C); топлинска спроводливост на 20 °C 125,6 W/(m K) или 0,3 cal/(cm sec °C); специфичен топлински капацитет (0-100 °C) 623,9 J/(kg K) или 0,149 cal/(g °C); електричен отпор на 20 °C 4,6 10 -8ом m или 4,6 10 -6 ом см; температурен коефициент на електричен отпор е 4,57·10-3 (20 °C). Модул на еластичност 26 Gn/m 2(2600 kgf/mm 2); јакост на истегнување 60 MN/m 2(6 kgf/mm 2); граница на еластичност 4 MN/m 2(0,4 kgf/mm 2), јачина на испуштање 38 MN/m 2(3,8 kgf/mm 2); релативно издолжување 50%; Цврстина на Бринел 200-300 Mn/m 2(20-30 kgf/mm 2). Калциумот со доволно висока чистота е пластичен, лесно се притиска, витка и е подложен на сечење.

1.2 Хемиски својства

Калциумот е активен метал. Значи, во нормални услови, лесно е во интеракција со атмосферскиот кислород и халогените:

Ca + O 2= 2 CaO (калциум оксид) (1)

Ca + Бр 2= CaBr 2(калциум бромид). (2)

Калциумот реагира со водород, азот, сулфур, фосфор, јаглерод и други неметали кога се загрева:

Ca + H 2= SaN 2(калциум хидрид) (3)

Ca + N 2= Ca 3Н 2(калциум нитрид) (4)

Ca + S = CaS (калциум сулфид) (5)

Ca + 2 P = Ca 3Р 2(калциум фосфид) (6)

Ca + 2 C = CaC 2 (калциум карбид) (7)

Калциумот реагира бавно со ладна вода, но многу енергично со топла вода, давајќи ја силната база Ca(OH)2 :

Ca + 2 H 2O = Ca(OH)2 + Н 2 (8)

Како енергетски редукционен агенс, калциумот може да го отстрани кислородот или халогените од оксидите и халидите на помалку активни метали, т.е. има редуцирачки својства:

Ca + Nb 2О5 = CaO + 2 Nb; (9)

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

Калциумот енергично реагира со киселини за ослободување на водород, реагира со халогени и сув водород за да формира CaH хидрид 2. Кога калциумот се загрева со графит, се формира CaC карбид. 2. Калциумот се добива со електролиза на стопениот CaCl 2или алуминотермичко намалување на вакуумот:

6CaO + 2Al = 3Ca + 3CaO Al2 ЗА 3 (11)

Чистиот метал се користи за редуцирање на соединенијата на Cs, Rb, Cr, V, Zr, Th, U до метали и за деоксидација на челиците.

1.3 Примена

Калциумот се повеќе се користи во различни индустрии. Во последно време добива големо значење како редукционо средство при подготовката на голем број метали.

Чист метал. Ураниумот се добива со редуцирање на ураниум флуорид со калциум метал. Калциумот или неговите хидриди може да се користат за редуцирање на титаниум оксиди, како и оксиди на циркониум, ториум, тантал, ниобиум и други ретки метали.

Калциумот е добар деоксидатор и дегазира во производството на бакар, никел, легури на хром-никел, специјални челици, никел и калај бронзи; го отстранува сулфурот, фосфорот и јаглеродот од металите и легурите.

Калциумот формира огноотпорни соединенија со бизмутот, па затоа се користи за прочистување на оловото од бизмут.

Калциумот се додава во различни лесни легури. Тоа помага да се подобри површината на ингот, големината на финото зрно и да се намали оксидацијата.

Широко се користат легури на лежишта кои содржат калциум. Легурите на олово (0,04% Ca) може да се користат за изработка на обвивки за кабел.

Во технологијата се користат антифрикциони легури на калциум и олово. Калциумските минерали се широко користени. Така, варовникот се користи во производството на вар, цемент, песок-вар тули и директно како градежен материјал, во металургијата (флукс), во хемиската индустрија за производство на калциум карбид, сода, каустична сода, белило, ѓубрива, во производството на шеќер, стакло.

Од практично значење се кредата, мермерот, исландскиот спар, гипсот, флуоритот итн. Поради способноста да се врзуваат кислородот и азот, калциумот или легурите на калциум со натриум и други метали се користат за прочистување на благородни гасови и како собирач во вакуумската радио опрема. Калциумот се користи и за производство на хидрид, кој е извор на водород на теренот.

2. Добивање на калциум

Постојат неколку начини за добивање на калциум, тоа се електролитски, термички, вакуум-термички.

.1 Електролитичко производство на калциум и неговите легури

Суштината на методот е дека катодата првично го допира стопениот електролит. На местото на допир се формира течна капка метал која добро ја навлажнува катодата, која кога катодата полека и рамномерно ќе се подигне, заедно со неа се отстранува од топењето и се зацврстува. Во овој случај, зацврстената капка е покриена со цврст филм од електролит, заштитувајќи го металот од оксидација и нитридирање. Со континуирано и внимателно подигање на катодата, калциумот се вовлекува во прачки.

2.2 Термичко производство

калциум хемиски електролитски термички

· Процес на хлорид: Технологијата се состои од топење и дехидрација на калциум хлорид, топење на олово, производство на двојна легура на олово-натриум, производство на тројна легура на олово-натриум-калциум и разредување на тројната легура со олово по отстранувањето на солите. Реакцијата со калциум хлорид се одвива според равенката

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

· Процес на карбид: Основата за производство на легура на олово-калциум е реакцијата помеѓу калциум карбид и стопеното олово според равенката

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

2.3 Вакуум-термички метод за производство на калциум

Суровини за вакуум-термички метод

Суровината за термичка редукција на калциум оксид е вар, добиен со калцинирање на варовник. Главните барања за суровините се следните: вар мора да биде што е можно почист и да содржи минимум нечистотии кои може да се редуцираат и претвораат во метал заедно со калциумот, особено алкалните метали и магнезиумот. Варовникот треба да се пука додека карбонатот целосно не се распадне, но не пред да се синтерува, бидејќи редуктивноста на синтеруваниот материјал е помала. Отпуштениот производ мора да биде заштитен од апсорпција на влага и јаглерод диоксид, чие ослободување за време на обновувањето ги намалува перформансите на процесот. Технологијата за калцинирање на варовник и преработка на калциниран производ е слична на обработката на доломит за силикотермички метод за производство на магнезиум.

.3.1 Алуминотермичка метода за редукција на калциум

Дијаграмот на температурната зависност на промената на слободната енергија на оксидација на одреден број метали (сл. 1) покажува дека калциум оксидот е еден од најтрајните и тешко редуцирачките оксиди. Не може да се намали со други метали на вообичаен начин - при релативно ниски температури и атмосферски притисок. Напротив, самиот калциум е одлично средство за намалување на други тешко редуцирачки соединенија и деоксидирачко средство за многу метали и легури. Намалувањето на калциум оксидот со јаглерод е генерално невозможно поради формирањето на калциум карбиди. Меѓутоа, поради фактот што калциумот има релативно висок парен притисок, неговиот оксид може да се редуцира во вакуум со алуминиум, силициум или нивни легури според реакцијата

CaO + јас? Ca + MeO (14).

Досега, само алуминиотермичкиот метод за производство на калциум најде практична примена, бидејќи е многу полесно да се намали CaO со алуминиум отколку со силициум. Постојат различни ставови за хемијата на редукцијата на калциум оксид со алуминиум. L. Pidgeon и I. Atkinson веруваат дека реакцијата продолжува со формирање на калциум моноалуминат:

CaO + 2Al = CaO Al 2О3 + 3Ca. (15)

V. A. Pazukhin и A. Ya. Fischer укажуваат на тоа дека процесот се случува со формирање на трикалциум алуминат:

CaO + 2Al = 3CaO Al 2О 3+ 3Ca. (16)

Според А.И. Воиницки, формирањето на пентакалциум триалуминат е доминантно во реакцијата:

CaO + 6Al = 5CaO 3Al 2О3 + 9 Ca. (17)

Најновото истражување на A. Yu. Taits и A. I. Voinitsky утврди дека алуминотермичкото намалување на калциумот се случува во чекори. Првично, ослободувањето на калциум е придружено со формирање на 3CaO·AI 2О 3, кој потоа реагира со калциум оксид и алуминиум за да формира 3CaO 3AI 2О 3. Реакцијата се одвива според следнава шема:

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

(3CaO Ал 2О 3) + 2CaO + 2Al = 5CaO 3Al 2О 3+ 3Ca

CaO+ 6A1 = 5CaO 3Al 2О 3+ 9 Ca

Бидејќи редукцијата на оксидот се јавува со ослободување на испарен калциум, а преостанатите производи од реакцијата се во кондензирана состојба, лесно е да се одвои и кондензира во оладените области на печката. Главните услови неопходни за вакум-термичка редукција на калциум оксид се висока температура и низок резидуален притисок во системот. Подолу е врската помеѓу температурата и рамнотежниот притисок на пареата на калциумот. Слободната енергија на реакцијата (17), пресметана за температури 1124-1728° K е изразена

Ф Т = 184820 + 6,95T-12,1 T lg Т.

Оттука и логаритамската зависност на рамнотежниот притисок на пареата на калциумот (mm Hg)

Lg p = 3,59 - 4430\T.

L. Pidgeon и I. Atkinson експериментално го определија рамнотежниот парен притисок на калциумот. Детална термодинамичка анализа на реакцијата на редукција на калциум оксид со алуминиум беше спроведена од I. I. Matveenko, кој ги даде следните температурни зависности на рамнотежниот притисок на пареата на калциум:

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.

Пресметаните и експерименталните податоци се споредуваат во Табела. 1.

Табела 1 - Ефект на температурата врз промената на рамнотежната еластичност на пареата на калциум во системите (1), (2), (3), (3), mm Hg.

Температура °СЕкспериментални податоци Пресметано во системи(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

Од презентираните податоци е јасно дека најповолните услови се за интеракции во системите (2) и (3) или (3"). редукција на калциум оксид со алуминиум.

Податоците за еластичноста на рамнотежата покажуваат дека редукцијата на калциум оксид со алуминиум е можно на температура од 1100-1150 ° C. За да се постигне практично прифатлива брзина на реакција, преостанатиот притисок во системот Growth мора да биде под рамнотежата P еднакви , односно неравенството P мора да се набљудува еднакви >Стр ost , а процесот мора да се изведува на температури од редот на 1200°. Истражувањата утврдиле дека на температура од 1200-1250° се постигнува висока искористеност (до 70-75%) и мала специфична потрошувачка на алуминиум (околу 0,6-0,65 kg на kg калциум).

Според горенаведеното толкување на хемијата на процесот, оптималниот состав е полнење дизајнирано да формира 5CaO 3Al во остатокот 2О 3. За да се зголеми степенот на искористеност на алуминиумот, корисно е да се даде одреден вишок на калциум оксид, но не премногу (10-20%), во спротивно тоа негативно ќе влијае на другите индикатори на процесот. Со зголемување на степенот на мелење алуминиум од честички од 0,8-0,2 mm до минус 0,07 mm (според В. А. Пазухин и А. Ја. Фишер), употребата на алуминиум во реакцијата се зголемува од 63,7 на 78%.

Употребата на алуминиум е исто така под влијание на режимот на брикетирање на полнење. Мешавина од вар и алуминиум во прав треба да се брикетира без врзива (за да се избегне еволуција на гас во вакуум) при притисок од 150 kg/cm3 2. При пониски притисоци, употребата на алуминиум се намалува поради сегрегацијата на стопениот алуминиум во прекумерно порозни брикети, а при високи притисоци - поради слабата пропустливост на гасот. Комплетноста и брзината на обновувањето исто така зависат од густината на брикетите во рертерот. При нивно поставување без празнини, кога гасната пропустливост на целиот кафез е мала, употребата на алуминиум е значително намалена.

Слика 2 - Шема за добивање на калциум со вакуум-термичка метода.

Технологија на алуминиско-термички метод

Технолошката шема за производство на калциум со алуминиотермички метод е прикажана на сл. 2. Варовникот се користи како почетен материјал, а алуминиумскиот прав направен од примарен (подобар) или секундарен алуминиум се користи како средство за намалување. Алуминиумот што се користи како средство за намалување, како и суровините, не треба да содржи нечистотии од високо испарливи метали: магнезиум, цинк, алкалии итн., кои можат да испарат и да се претворат во кондензат. Ова мора да се земе предвид при изборот на сорти на рециклиран алуминиум.

Според описот на С. Се користи вар од следниот типичен состав,%: 97,5 CaO, 0,65 MgO, 0,7 SiO 2, 0,6 Fe 2Oz + AlOz, 0,09 Na 2О+К 2О, 0,5 е остатокот. Калцинираниот производ се меле во мелница Рејмонд со центрифугален сепаратор, финоста на мелење е (60%) минус 200 mesh. Како средство за намалување се користи алуминиумската прашина, која е отпаден производ од производството на алуминиумски прав. Изгорената вар од затворените канти и алуминиумот од барабаните се внесуваат во вагата за дозирање, а потоа во миксер. По мешањето, смесата се брикетира со сув метод. Во споменатата постројка, калциумот се редуцира во ретортни печки, кои претходно се користеле за добивање на магнезиум со силикотермичка метода (сл. 3). Печките се загреваат со генераторски гас. Секоја печка има 20 хоризонтални вратила изработени од челик отпорен на топлина кој содржи 28% Cr и 15% Ni.

Слика 3 - Ретортна печка за производство на калциум

Должина на реторзата 3 m, дијаметар 254 mm, дебелина на ѕидот 28 mm. Намалувањето се јавува во загреаниот дел од ретортата, а кондензацијата се јавува во изладениот крај што штрчи од говорот. Брикетите се внесуваат во реторзата во хартиени кеси, потоа се вметнуваат кондензаторите и се затвора реторзата. Воздухот се испумпува со помош на механички вакуумски пумпи на почетокот на циклусот. Потоа се приклучуваат дифузни пумпи и преостанатиот притисок се намалува на 20 микрони.

Резервите се загреваат до 1200°. За 12 часа. По вчитувањето, резервите се отвораат и растовараат. Добиениот калциум е во форма на шуплив цилиндар од густа маса од големи кристали депонирани на површината на челичен ракав. Главната нечистотија во калциумот е магнезиумот, кој најпрво се намалува и главно се концентрира во слојот во непосредна близина на ракавот. Просечната содржина на нечистотија е; 0,5-1% Mg, околу 0,2% Al, 0,005-0,02% Mn, до 0,02% N, други нечистотии - Cu, Pb, Zn, Ni, Si, Fe - се јавуваат во опсег од 0,005-0,04%. A. Yu. Taits и A. I. Voinitsky користеле полуфабричка електрична вакуумска печка со грејачи на јаглен за производство на калциум со алуминиотермичен метод и постигнале степен на искористеност на алуминиумот од 60%, специфична потрошувачка на алуминиум од 0,78 kg, специфична потрошувачка на полнење од 4,35 kg, а специфична потрошувачка на електрична енергија 14 kW/h на 1 kg метал.

Добиениот метал, со исклучок на мешавина на магнезиум, се одликуваше со релативно висока чистота. Во просек, содржината на нечистотии во него беше: 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 Силикотермички метод за обновување калциум

Силикотермичкиот метод е многу примамлив; редукционото средство е феросилициум, реагенс кој е многу поевтин од алуминиумот. Сепак, силикотермичкиот процес е потежок за имплементација од алуминотермичкиот. Редукцијата на калциум оксид со силициум се одвива според равенката

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

Рамнотежен парен притисок на калциумот, пресметан од вредностите на слободна енергија, е:

°С1300140015001600Р, mm Hg. st0.080.150.752.05

Затоа, во вакуум од редот на 0,01 mm Hg. чл. редукцијата на калциум оксидот е термодинамички возможна на температура од 1300°. Во пракса, за да се обезбеди прифатлива брзина, процесот мора да се изврши на температура од 1400-1500 °.

Реакцијата на редукција на калциум оксид со силикоалуминиум, во која и алуминиум и силиконски легури служат како редукциони средства, е нешто полесна. Експериментите утврдија дека на почетокот преовладува редукцијата со алуминиум; а реакцијата продолжува со конечното формирање на bCaO 3Al 2Оз според шемата наведена погоре (сл. 1). Намалувањето на силициумот станува значајно при повисоки температури кога поголем дел од алуминиумот реагирал; реакцијата продолжува со формирање на 2CaO SiO 2. Накратко, реакцијата на редукција на калциум оксид со силикоалуминиум се изразува со следнава равенка:

mSi + n Al + (4m +2 ?) CaO = m(2CaO ·SiO 2) + ?n(5CaO Ал 2О3 ) + (2m +1, 5n) Ca.

Истражувањето на A. Yu. Taits и A. I. Voinitsky утврди дека калциум оксидот се намалува за 75% феросилициум со метален принос од 50-75% на температура од 1400-1450 ° во вакуум од 0,01-0,03 mm Hg. чл.; силикоалуминиум кој содржи 60-30% Si и 32-58% Al (остатокот е железо, титаниум, итн.), го намалува калциум оксидот со метален принос од приближно 70% на температури од 1350-1400 ° во вакуум од 0,01-0,05 mm Hg . чл. Експериментите на полуфабричко ниво ја докажаа основната можност за производство на калциум од вар користејќи феросилициум и силикоалуминиум. Главната тешкотија на хардверот е изборот на штанд под условите на овој процес на обложување.

При решавање на овој проблем, методот може да се имплементира во индустријата. Распаѓање на калциум карбид Добивање калциум метал со распаѓање на калциум карбид

CaC2 = Ca + 2C

треба да се смета за ветувачки метод. Во овој случај, графитот се добива како втор производ. В. Маудерли, Е. Мозер и В. Тредвел, пресметувајќи ја слободната енергија на формирање на калциум карбид од термохемиски податоци, го добија следниов израз за притисокот на пареата на калциумот над чистиот калциум карбид:

околу = 1,35 - 4505\T (1124-1712° К),

lgp околу = 6,62 - 13523\T (1712-2000° К).

Очигледно, комерцијалниот калциум карбид се распаѓа на многу повисоки температури отколку што произлегува од овие изрази. Истите автори известуваат за термичко распаѓање на калциум карбид во компактни парчиња на 1600-1800 ° во вакуум од 1 mm Hg. чл. Приносот на графит беше 94%, калциумот беше добиен во форма на густа обвивка на фрижидерот. A. S. Mikulinsky, F. S. Morii, R. Sh. Shklyar за да се утврдат својствата на графитот добиен со распаѓање на калциум карбид, вториот се загрева во вакуум од 0,3-1 mm Hg. чл. на температура од 1630-1750°. Добиениот графит се разликува од графитот Ачесон по тоа што има поголеми зрна, поголема електрична спроводливост и помала волуметриска тежина.

3. Практичен дел

Дневното испуштање на магнезиум од електролизатор на струја од 100 kA беше 960 kg при хранење на бањата со магнезиум хлорид. Напонот на електролизаторот е 0,6 V. Одреди:

)Излез на струја на катодата;

)Количеството на хлор произведено дневно, под услов струјата на анодата да биде еднаква на тековната излезна струја на анодата;

)Дневно полнење на MgCl 2во електролизаторот под услов губењето на MgCl 2 се јавуваат главно со тиња и сублимација. Количината на тиња е 0,1 на 1 т Mg што содржи MgCl 2 во сублимат 50%. Количината на сублимација е 0,05 t на 1 t Mg. Состав на магнезиум хлорид што се истура,%: 92 MgCl2 и 8 NaCl.

.Одреди го излезот на струја на катодата:

м итн =Јас ?·k Мг · ?

?=м итн \ јас · ?к Мг =960000\100000·0,454·24=0,881 или 88,1%

.Определете ја количината на Cl добиена дневно:

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

Претворање во волумен:

x=126785,7 m3

3.а) Најдете чист MgCl 2, за производство на 960 kg Mg.

x=95·960\24,3=3753 kg=37,53 t.

б) загуби со тиња. Од составот на електролизаторите на магнезиум, %: 20-35 MgO, 2-5 Mg, 2-6 Fe, 2-4 SiO 2, 0,8-2 TiO 2, 0,4-1,0 C, 35 MgCl2 .

кг - 1000 кг

м Леле =960 kg - маса на тиња дневно.

На ден 96 kg тиња: 96·0,35 (MgCl2 со тиња).

в) загуби со сублимати:

кг - 1000 кг

kg сублимира: 48·0,5=24 kg MgCl 2 со сублимати.

Вкупен Mg што треба да го пополните:

33,6+24=3810,6 kg MgCl2 дневно

Библиографија

Основи на металургијата III

<#"justify">металургија на Al и Mg. Ветјуков М.М., Циплоков А.М.

Подучување

Ви треба помош за проучување на тема?

Нашите специјалисти ќе советуваат или ќе обезбедат услуги за туторство за теми што ве интересираат.
Поднесете ја вашата апликацијаукажувајќи на темата токму сега за да дознаете за можноста за добивање консултација.

Соединенија на калциум.

Сао– калциум оксид или жива вар, добиена со разградување на варовник: CaCO 3 = CaO + CO 2 е оксид на земноалкален метал, па затоа активно влегува во интеракција со водата: CaO + H 2 O = Ca (OH) 2

Ca(OH) 2 – калциум хидроксид или гасена вар, затоа реакцијата CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 се нарекува гасење на вар. Ако растворот се филтрира, резултатот е варова вода - ова е алкален раствор, така што ја менува бојата на фенолфталеин во темноцрвена.

Гасената вар широко се користи во градежништвото. Нејзината мешавина со песок и вода е добар врзувачки материјал. Под влијание на јаглерод диоксид, смесата се стврднува Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO3 + H 2 O.

Во исто време, дел од песокот и смесата се претвораат во силикат Ca(OH) 2 + SiO 2 = CaSiO 3 + H 2 O.

Равенките Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 2 + H 2 O и CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2 играат голема улога во природата и во обликувањето на изгледот на нашата планета. Јаглерод диоксидот во форма на скулптор и архитект создава подземни палати во слоевите на карбонатните карпи. Тој е способен да премести стотици и илјадници тони варовник под земја. Низ пукнатините на карпите, водата што содржи јаглерод диоксид растворен во неа навлегува во варовничкиот слој, формирајќи шуплини - кастерни пештери. Калциум бикарбонат постои само во раствор. Подземните води се движат во земјината кора, испарувајќи ја водата под соодветни услови: Ca(HCO3) 2 = CaCO3 + H2O + CO 2 , Така се формираат сталактитите и сталагмитите, чија шема на формирање ја предложи познатиот геохемичар А.Е. Ферсман. На Крим има многу каструми пештери. Науката ги проучува спелеологија.

Калциум карбонат се користи во градежништвото CaCO3- креда, варовник, мермер. Сите сте ја виделе нашата железничка станица: таа е украсена со бел мермер донесен од странство.

Искуство:дува низ цевка во раствор од вар вода, станува облачно .

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + Н 2 ЗА

Во формираниот талог се додава оцетна киселина, се забележува вриење, бидејќи се ослободува јаглерод диоксид.

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

ПРИКАЗНАТА ЗА БРАЌАТА КАРБОНАТИ.

Тројца браќа живеат на земјата
Од семејството Карбонат.
Постариот брат е убав МЕРМЕР,
Славна во името на Карара,
Одличен архитект. Тој
Ги изградил Рим и Партенон.
Сите го знаат ВАРОВНИК,
Затоа е така наречен.
Познат по својата работа
Изградба на куќа зад куќата.
И способни и способни
Малиот мек брат МЕЛ.
Погледнете како црта,
Овој CaCO 3!
Браќата сакаат да се забавуваат
Загрејте во загреана рерна,
Потоа се формираат CaO и CO 2.
Ова е јаглерод диоксид
Секој од вас е запознаен со него,
Го издишуваме.
Па, ова е SaO -
Топло изгорена жива вар.
Додадете вода во неа,
Темелно измешајте
За да нема проблеми,
Ги штитиме рацете
Убаво замесена ВАР, ама СКЛАСНА!
Варовово млеко
Ѕидовите лесно се варосуваат.
Светлата куќа стана весела,
Претворање на вар во креда.
Хокус Покус за народот:
Треба само да дуваш низ водата,
Колку е лесно
Претворено во млеко!
И сега е прилично паметно
Добивам сода:
Млеко плус оцет. Ај!
Пена се истура преку работ!
Се е во грижи, се е на работа
Од утро до зори -
Овие браќа Карбонати,
Овие CaCO 3!

Повторување: CaO– калциум оксид, жива вар;
Ca(OH) 2 – калциум хидроксид (гасена вар, вар вода, варово млеко, во зависност од концентрацијата на растворот).
Општата работа е истата хемиска формула Ca(OH) 2. Разлика: варната вода е проѕирен заситен раствор на Ca(OH) 2, а млекото од вар е бела суспензија на Ca(OH) 2 во вода.
CaCl 2 - калциум хлорид, калциум хлорид;
CaCO 3 – калциум карбонат, креда, мермер од школка, варовник.
L/R: колекции.Следно, ние демонстрираме колекција на минерали достапни во училишната лабораторија: варовник, креда, мермер, школка.
CaS0 4 ∙ 2 ч 2 0 - калциум сулфат кристал хидрат, гипс;
CaCO 3 - калцит, калциум карбонат е дел од многу минерали кои покриваат 30 милиони km 2 на земјата.

Најважниот од овие минерали е варовник. Школки, варовници од органско потекло. Се користи во производството на цемент, калциум карбид, сода, сите видови вар и во металургијата. Варовникот е основата на градежната индустрија, од него се направени многу градежни материјали.

КредаТоа не е само пудра за заби и училишна креда. Исто така е вреден додаток во производството на хартија (обложена - врвен квалитет) и гума; во изградба и реновирање на згради - како варосува.

Мермерот е густа кристална карпа. Има една обоена - бела, но најчесто разни нечистотии ја бојат во различни бои. Чистиот бел мермер е редок и главно го користат скулпторите (статуи од Микеланџело, Роден. Во градежништвото, обоениот мермер се користи како материјал за обложување (Московски метро) или дури и како главен градежен материјал на палатите (Таџ Махал).

Во светот на интересните нешта „Мавзолеумот на Таџ Махал“

Шах Јахан од династијата Велики Могал ја држеше речиси цела Азија во страв и послушност. Во 1629 година, Мумзат Махал, саканата сопруга на Шах Јахан, починала на 39-годишна возраст за време на породувањето во кампања (ова беше нивното 14-то дете, сите момчиња). Беше невообичаено убава, светла, паметна, царот ја послуша во сè. Пред смртта го замолила сопругот да изгради гробница, да се грижи за децата и да не се мажи. Тажниот крал ги испратил своите пратеници во сите големи градови, главните градови на соседните држави - во Бухара, Самарканд, Багдад, Дамаск, за да ги најдат и поканат најдобрите занаетчии - во спомен на неговата сопруга, кралот решил да ја подигне најдобрата зграда во светот. Во исто време, гласниците испратија планови за сите најдобри згради во Азија и најдобри градежни материјали во Агра (Индија). Донесоа дури и малахит од Русија и од Урал. Главните ѕидари дојдоа од Делхи и Кандахар; архитекти - од Истанбул, Самарканд; декоратори - од Бухара; градинари - од Бенгал; уметниците биле од Дамаск и Багдад, а раководител бил познатиот мајстор Устад-Иса.

Заедно, повеќе од 25 години, била изградена мермерна структура од креда, опкружена со зелени градини, сини фонтани и црвена џамија од песочник. 20.000 робови го подигнале ова чудо од 75 метри (зграда од 25 ката). Во близина сакав да изградам втор мавзолеј од црн мермер за себе, но немав време. Од престолот бил соборен од сопствениот син (вториот, а ги убил и сите свои браќа).

Владетелот и господарот на Агра ги поминал последните години од својот живот гледајќи низ тесниот прозорец на својот затвор. 7 години татко ми се восхитуваше на неговото создавање. Кога таткото ослепел, синот му направил систем од огледала за да може таткото да му се восхитува на мавзолејот. Тој беше погребан во Таџ Махал, веднаш до неговиот Мумтаз.

Оние кои влегуваат во мавзолејот гледаат кенотафи - лажни гробници. Вечните почивалишта на Големиот Кан и неговата сопруга се наоѓаат долу во подрумот. Таму сè е обложено со скапоцени камења кои светат како да се живи, а гранките на дрвјата од бајките, испреплетени со цвеќиња, ги красат ѕидовите на гробницата во сложени шари. Изработени од најдобрите резбари, тиркизно-сините лапис лазули, зелено-црните жадови и црвените аметисти ја слават љубовта на Шах Џахал и Мумзат Махал.

Секојдневно туристите брзаат кон Агра, сакајќи да го видат вистинското чудо на светот - мавзолејот Таџ Махал, како да лебди над земјата.

CaCO 3 е градежен материјал за егзоскелет на мекотели, корали, лушпи и др., и лушпи од јајца. (илустрации или Животни од биоценозата на коралите“ и прикажување на колекција од морски корали, сунѓери, карпи од школки).

Природните соединенија на калциум (креда, мермер, варовник, гипс) и производите од нивната наједноставна обработка (вар) им се познати на луѓето уште од античко време. Во 1808 година, англискиот хемичар Хемфри Дејви електролизирал влажна гасена вар (калциум хидроксид) со жива катода и добил калциум амалгам (легура на калциум и жива). Од оваа легура, откако ја дестилираше живата, Дејви доби чист калциум.
Тој, исто така, предложи име на нов хемиски елемент, од латинскиот „calx“ што го означува името на варовник, креда и други меки камења.

Пронаоѓање во природа и добивање:

Калциумот е петтиот најзастапен елемент во земјината кора (повеќе од 3%), формира многу карпи, од кои многу се базирани на калциум карбонат. Некои од овие карпи се од органско потекло (школка), што ја покажува важната улога на калциумот во живата природа. Природниот калциум е мешавина од 6 изотопи со масен број од 40 до 48, при што 40 Ca сочинуваат 97% од вкупниот број. Нуклеарните реакции создадоа и други изотопи на калциум, на пример радиоактивен 45 Ca.
За да се добие едноставна калциумова супстанција, се користи електролиза на стопени калциумови соли или алуминотермија:
4CaO + 2Al = Ca(AlO 2) 2 + 3Ca

Физички својства:

Сребрено-сив метал со кубна решетка во центарот на лицето, многу потврд од алкалните метали. Точка на топење 842°C, точка на вриење 1484°C, густина 1,55 g/cm3. При високи притисоци и температури од околу 20 К тој оди во состојба на суперпроводник.

Хемиски својства:

Калциумот не е толку активен како алкалните метали, но мора да се чува под слој од минерално масло или во цврсто затворени метални тапани. Веќе при нормални температури реагира со кислород и азот во воздухот, како и со водена пареа. Кога се загрева, гори во воздух со црвено-портокалова пламен, формирајќи оксид со мешавина на нитриди. Како и магнезиумот, калциумот продолжува да гори во атмосфера на јаглерод диоксид. Кога се загрева, тој реагира со други неметали, формирајќи соединенија кои не се секогаш очигледни во составот, на пример:
Ca + 6B = CaB 6 или Ca + P => Ca 3 P 2 (исто така CaP или CaP 5)
Во сите негови соединенија, калциумот има состојба на оксидација од +2.

Најважните врски:

Калциум оксид CaO- („брза вар“) бела супстанца, алкален оксид, кој енергично реагира со вода („изгаснат“) претворајќи се во хидроксид. Се добива со термичко разложување на калциум карбонат.

Калциум хидроксид Ca(OH) 2- („гасена вар“) бел прашок, малку растворлив во вода (0,16 g/100 g), јаки алкали. Раствор („вар вода“) се користи за откривање на јаглерод диоксид.

Калциум карбонат CaCO 3- основата на повеќето природни минерали на калциум (креда, мермер, варовник, школка, калцит, исландски спар). Во својата чиста форма, супстанцијата е бела или безбојна. кристали При загревање (900-1000 C) се распаѓа, формирајќи калциум оксид. Не p-rim, реагира со киселини, може да се раствори во вода заситена со јаглерод диоксид, претворајќи се во бикарбонат: CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2. Обратен процес доведува до појава на наслаги на калциум карбонат, особено формации како што се сталактити и сталагмити
Исто така, се наоѓа во природата како дел од доломитот CaCO 3 * MgCO 3

Калциум сулфат CaSO 4- бела супстанца, во природата CaSO 4 * 2H 2 O („гипс“, „селенит“). Вториот, кога внимателно се загрева (180 C), се претвора во CaSO 4 * 0,5H 2 O („изгорен гипс“, „алабастер“) - бел прав, кој, кога се меша со вода, повторно формира CaSO 4 *2H 2 O во форма на цврст, доста издржлив материјал. Малку растворлив во вода, може да се раствори во вишок сулфурна киселина, формирајќи водород сулфат.

Калциум фосфат Ca 3 (PO 4) 2- („фосфорит“), нерастворлив, под влијание на силни киселини се претвора во порастворливи калциумови хидро- и дихидроген фосфати. Суровина за производство на фосфор, фосфорна киселина, фосфатни ѓубрива. Калциум фосфатите се вклучени и во апатитите, природни соединенија со приближна формула Ca 5 3 Y, каде што Y = F, Cl или OH, соодветно, флуор, хлор или хидроксиапатит. Заедно со фосфорит, апатитите се дел од коскениот скелет на многу живи организми, вкл. и човекот.

Калциум флуорид CaF 2 - (природно:„флуорит“, „флуорспар“), нерастворлива супстанца со бела боја. Природните минерали имаат разновидни бои поради нечистотиите. Сјае во темница кога се загрева и под УВ зрачење. Ја зголемува флуидноста („топливост“) на згура при производство на метали, што ја објаснува неговата употреба како флукс.

Калциум хлорид CaCl 2- безбоен Христос. Добро е растворлив во вода. Формира кристален хидрат CaCl 2 *6H 2 O. Безводниот („споен“) калциум хлорид е добар десикант.

Калциум нитрат Ca(NO 3) 2- („калциум нитрат“) безбоен. Христос. Добро е растворлив во вода. Составен дел на пиротехничките композиции кои на пламенот му даваат црвено-портокалова боја.

Калциум карбид CaС 2- реагира со вода, формирајќи ацетилен, на пример: CaС 2 + H 2 O = С 2 H 2 + Ca(OH) 2

Апликација:

Металниот калциум се користи како силен редукционен агенс во производството на некои тешко редуцирачки метали („калциотермија“): хром, елементи од ретки земји, ториум, ураниум итн. Во металургијата на бакар, никел, специјални челици и бронзи , калциумот и неговите легури се користат за отстранување на штетните нечистотии од сулфур, фосфор, вишок јаглерод.
Калциумот се користи и за врзување на мали количини кислород и азот при добивање висок вакуум и прочистување на инертни гасови.
Неутронски вишок 48 Ca јони се користат за синтеза на нови хемиски елементи, на пример елемент бр. 114, . Друг изотоп на калциум, 45Ca, се користи како радиоактивен трагач во студиите за биолошката улога на калциумот и неговата миграција во животната средина.

Главна област на примена на бројни соединенија на калциум е производството на градежни материјали (цемент, градежни мешавини, гипс картон итн.).

Калциумот е еден од макроелементите во живите организми, формирајќи соединенија неопходни за изградба на внатрешниот скелет на 'рбетниците и надворешниот скелет на многу без'рбетници, лушпата од јајцата. Калциумовите јони учествуваат и во регулирањето на интрацелуларните процеси и одредуваат згрутчување на крвта. Недостатокот на калциум во детството доведува до рахитис, во старост - до остеопороза. Изворот на калциум се млечните производи, хељдата, јаткастите плодови, а неговата апсорпција ја олеснува витаминот Д. Доколку има недостаток на калциум се користат разни лекови: калцекс, раствор на калциум хлорид, калциум глуконат итн.
Масовниот удел на калциум во човечкото тело е 1,4-1,7%, дневната потреба е 1-1,3 g (во зависност од возраста). Прекумерниот внес на калциум може да доведе до хиперкалцемија - таложење на неговите соединенија во внатрешните органи и формирање на згрутчување на крвта во крвните садови. Извори:
Калциум (елемент) // Википедија. URL: http://ru.wikipedia.org/wiki/Calcium (датум на пристап: 01/3/2014).
Популарна библиотека на хемиски елементи: Калциум. // URL: http://n-t.ru/ri/ps/pb020.htm (01/3/2014).