Кальцій I
Кальцій (Calcium, Са)
хімічний елемент ІІ групи періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва; відноситься до лужноземельних металів, має високу біологічну активність. Атомний номер кальцію 20 атомна маса 40,08. У природі виявлено 6 стабільних ізотопів До. з масовими числами 40, 42, 43, 44, 46 та 48. Кальцій хімічно активний, у природі зустрічається у вигляді сполук - силікатів (наприклад, азбесту), карбонатів (вапняку, мармуру, крейди, кальциту, арагоніту), сульфатів (гіпсу та ангідриту), фосфориту, доломіту та ін. Є основним структурним елементом кісткової тканини (див. Кість) ,
важливим компонентом системи згортання крові (Згортаюча крові) ,
необхідним елементом їжі людини, що підтримує гомеостатичне співвідношення електролітів внутрішнього середовища організму. До найбільш важливих функцій в живому організмі належить його участь у роботі багатьох ферментних систем (в т.ч. забезпечують м'язів) у передачі нервового імпульсу, реакції м'язів на нервове і в зміні активності гормонів, що реалізується за участю аденілатциклази. В організмі людини міститься 1-2 кгкальцію (близько 20 гна 1 кгмаси тіла, у новонароджених близько 9 г/кг). Із загальної кількості кальцію 98-99% знаходиться у складі кісткової та хрящової тканин у вигляді карбонату, фосфату, сполук з хлором, органічними кислотами та іншими речовинами. Решта розподіляється в м'яких тканинах (близько 20 мгна 100 гтканини) та позаклітинної рідини. У плазмі міститься близько 2,5 ммоль/лкальцію (9-11) мг/100 мл) у вигляді двох фракцій: недифундуючою (комплекси з білками) і дифузною (іонізований К. і комплекси з кислотами). Комплекси з білками є однією із форм депонування кальцію. На їхню частку припадає 1/3 загальної кількості К. плазми. іонізованого К у крові становить 1,33 ммоль/л, комплексів з фосфатами, карбонатами, цитратами та аніонами інших органічних кислот - 0,3 ммоль/л. Між іонізованим К. та фосфатом К. у плазмі крові існує зворотна залежність, проте при рахіті спостерігається зниження концентрації обох іонів, а при гіперпаратиреозі – підвищення. У клітинах основна частина До. пов'язана з білками та фосфоліпідами клітинних мембран та мембран клітинних органел. Регуляція трансмембранного переносу Са 2+ , в якій бере участь специфічна Са 2+ -залежна здійснюється гормонами щитовидної залози (Щитовидна залоза) і паращитовидних залоз (Паращитовидні залози) -
паратгормоном та його антагоністом кальцитоніном. Зміст іонізованого К. в плазмі регулюється комплексним механізмом, компонентами якого є (депо К.), печінка (з жовчю), кальцитонін, а також D (1,25-діокси-холекальциферол). підвищує вміст К. та знижує вміст фосфату К. у крові, діючи синергічно з вітаміном D. Він викликає гіперкальціємію за рахунок підвищення активності остеокластів та посилення резорбції, збільшує реабсорбцію К. у ниркових канальцях. При гіпокальціємії паратгормон значно підвищується. , будучи антагоністом паратгормону, при гіперкальціємії знижує вміст К. у крові та кількість остеокластів, посилює виведення фосфату К. нирками. У регуляції обміну До. беруть участь також гіпофіза (див. Гіпофізарні гормони) ,
кори надниркових залоз (Надниркові залози) .
Підтримка гомеостатичної концентрації К. в організмі координується ц.н.с. (в основному гіпоталамо-гіпофізарною системою (Гіпоталамо-гіпофізарна система)) та вегетативною нервовою системою. належить важлива роль механізмі м'язової роботи (М'язова робота) .
Він є фактором, що дозволяє скорочення м'язів: при підвищенні концентрації іонів К. в міоплазмі відбувається приєднання К. до регуляторного білка, внаслідок чого стає здатним взаємодіяти з міозином; з'єднуючись, ці два білки утворюють і м'яз скорочується. У процесі утворення актоміозину відбувається АТФ, хімічна енергія якого забезпечує виконання механічної роботи та частково розсіюється у вигляді тепла. Найбільша скорочувальна скелетна спостерігається при концентрації кальцію 10 -6 -10 -7 моль; при зниженні концентрації іонів К. (менше 10 -7 моль) м'язове втрачає здатність до укорочення та напруги. Дія К. на тканині проявляється у зміні їх трофіки, інтенсивності окислювально-відновних процесів та інших реакціях, пов'язаних з утворенням енергії. Зміна концентрації До. в рідині, що омиває нервову клітину, істотно впливає на її мембрани для іонів калію і особливо для іонів натрію (див. Мембрани біологічні) ,
причому зниження рівня До. викликає підвищення проникності мембрани для іонів натрію та підвищення збудливості нейрона. Підвищення концентрації К. стабілізує вплив на мембрану нервової клітини. Встановлено роль К. у процесах, пов'язаних із синтезом та виділенням нервовими закінченнями медіаторів (Медіатори) ,
що забезпечують синаптичну передачу нервового імпульсу. Джерелом До. для організму є. За добу дорослий повинен отримувати з їжею 800-1100 мгкальцію, діти до 7 років – близько 1000 мг, 14-18 років – 1400 мг, вагітні - 1500 мг,годуючі - 1800-2000 мг. Кальцій, що міститься в харчових продуктах, представлений головним чином фосфатом, інші сполуки (карбонат, тартрат, оксалат К. та кальцій-магнієва сіль фітинової кислоти) – у значно менших кількостях. Переважно нерозчинні солі К. у шлунку частково розчиняються шлунковим соком, потім піддаються дії жовчних кислот, що переводять його у форму, що засвоюється. відбувається головним чином в проксимальних відділах тонкої кишки. дорослу людину засвоює менше половини загальної кількості вступника з їжею К. Засвоєння К. збільшується в процесі росту при вагітності та лактації. На засвоєння До. впливає його співвідношення з жирами, магнієм та фосфором їжі, вітамін D та інші фактори. При недостатньому надходженні жиру створюється дефіцит солей кальцієвих жирних кислот, необхідні освіти розчинних комплексів з жовчними кислотами. І, навпаки, при вживанні надмірно жирної їжі не вистачає жовчних кислот для переведення їх у розчинний стан, тому значна кількість незасвоєного кальцію виводиться з організму. Оптимальне співвідношення К. і фосфору в їжі забезпечує мінералізацію кісток організму, що росте. Регулятором цього співвідношення є вітамін D, що пояснює підвищення потреби у ньому в дітей віком. Спосіб виділення До. залежить характеру харчування: у разі переважання в раціоні продуктів з кислою реакцією (м'яса, хліба, круп'яних страв) збільшується виведення До. з сечею, продуктів із лужною реакцією (молочних продуктів, фруктів, овочів) – з калом. До підвищення виведення К. із сечею призводить навіть незначне збільшення його вмісту у крові. Надлишок () До. або недостатність () його в організмі може бути причиною або наслідком низки патологічних станів. Так, гіперкальціємія виникає при надмірному прийомі солей До., підвищеному всмоктуванні До. в кишечнику, зниженні його виведення нирками, підвищеному споживанні вітаміну D, і проявляється затримкою росту, анорексією, запорами, спрагою, поліурією, гіпотонією м'язів, гіперрефлексією. При тривалій гіперкальціємії розвивається кальциноз ,
артеріальна, нефропатія. спостерігається при низці захворювань, що супроводжуються порушенням мінерального обміну (див. Рахіт ,
Остеомаляція) ,
системному саркоїдозі кісток та множинній мієломі, хворобі Іценка – Кушингу, акромегалії, гіпотиреозі, злоякісних пухлинах, особливо за наявності метастазів у кістці, гіперпаратиреоїдизмі. Гіперкальціємії зазвичай супроводжує. Гіпокальціємія, що клінічно проявляється тетанією (Тетанія) ,
може виникнути при гіпопаратиреоїдизмі, ідіопатичній тетанії (спазмофілії), хворобах шлунково-кишкового тракту, хронічній нирковій недостатності, цукровому діабеті, синдромі Фанконі - Альбертіні, гіповітамінозі D. При дефіциті К. в організмі для замісної терапії застосовують препарати К. ( глюконат, кальцію (лактат, кальцію, кальцію карбонат). Визначення вмісту К. у сироватці крові, сечі та калі служить допоміжним діагностичним тестом при деяких захворюваннях. Для дослідження біологічних рідин використовують прямі та непрямі методи. Непрямі методи ґрунтуються на попередньому осадженні К. оксалатом амонію, хлоранілатом або пікроленатом і наступному гравіметричному, титриметричному або колориметричному визначенні. До прямих методів відносяться комплексонометричне титрування в присутності етилендіамінтетраацета або ін., колориметричні методи лексону, гліокеаль -біс-2-оксіанілу; флюориметричні методи; метод полум'яної фотометрії; атомно-абсорбційна спектрометрія (найточніший і чутливіший метод, що дозволяє визначити до 0,0001% кальцію); метод із застосуванням іоноселективних електродів (дозволяє встановити активність іонів кальцію). Зміст іонізованого К. у сироватці крові можна визначити, використовуючи дані) концентрації сумарного К. та сумарного білка за допомогою емпіричної формули: відсоток пов'язаного з білком кальцію = 8() + 2() + 3 г/100 мл. Бібліогр.:Костюк П.Г. Кальцій та клітинна, М., 1986, бібліогр.; Лабораторні методи дослідження у клініці, під ред. В.В. Меньшикова, с. 59, 265, М., 1987; Регуляція та іонів кальцію, під ред. М.Д. Курського та ін., Київ, 1977; Романенко В.Д. кальцієвого обміну, Київ, 1975, бібліогр. хімічний елемент ІІ групи періодичної системи Д.І. Менделєєва; атомний номер 20, атомна маса 40,08; має високу біологічну активність; є важливим компонентом системи зсідання крові; входить до складу кісткової тканини; різні сполуки кальцію застосовуються як лікарські засоби.
1. Мала медична енциклопедія. - М: Медична енциклопедія. 1991-96 рр. 2. Перша медична допомога. - М: Велика Російська Енциклопедія. 1994 3. Енциклопедичний словник медичних термінів. - М: Радянська енциклопедія. - 1982-1984 рр..
Синоніми:- (Calcium), Ca, хімічний елемент ІІ групи періодичної системи, атомний номер 20, атомна маса 40,08; відноситься до лужноземельних металів; tпл 842шC. Міститься в кістковій тканині хребетних, раковинах молюсків, яєчній шкаралупі. Кальцій. Сучасна енциклопедія
Метал сріблясто білого кольору, в'язкий, ковкий, швидко окислюється на повітрі. Темпа плавлення 800 810°. У природі зустрічається у вигляді різних солей, що утворюють поклади крейди, вапняку, мармуру, фосфоритів, апатитів, гіпсу та ін. дор.… … Технічний залізничний словник
- (Лат. Calcium) Ca, хімічний елемент II групи періодичної системи, атомний номер 20, атомна маса 40,078, відноситься до лужноземельних металів. Назва від латинського calx, родовий відмінок calcis вапно. Сріблясто білий метал. Великий Енциклопедичний словник
- (Символ Са), широко поширений сріблясто білий метал із групи лужноземельних, вперше виділений в 1808 р. Міститься в багатьох гірських породах і мінералах, особливо в вапняку і гіпсі, а також в кістках. В організмі сприяє… Науково-технічний енциклопедичний словник
Ca (від лат. Calx, рід. відмінок calcis вапно *а. calcium; н. Kalzium; ф. calcium; і. calcio), хім. елемент II групи періодич. системи Менделєєва, ат.н. 20, ат. м. 40,08. Складається із шести стабільних ізотопів: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), … Геологічна енциклопедія
КАЛЬЦІЙ, кальцію, мн. ні, чоловік. (Від латів. calx вапно) (хім.). Хімічний елемент металу сріблясто білого кольору, що міститься в вапні. Тлумачний словник Ушакова. Д.М. Ушаків. 1935 1940 … Тлумачний словник Ушакова Фізична енциклопедія
З'єднання кальцію- вапняк, мармур, гіпс (а також вапно - продукт вапняку) вже в давнину застосовувалися в будівельній справі. До кінця 18 століття хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 році А. Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія, барит, глинозем і кремнезем - речовини складні. В 1808 Деві, піддаючи електролізу з ртутним катодом суміш вологого гашеного вапна з окисом ртуті, приготував амальгаму кальцію, а відігнавши з неї ртуть, отримав метал, названий «кальцій» (від лат. Calх,рід. відмінок calcis – вапно).
Розміщення електронів орбіталями.
+20Са ... | 3s 3p 3d | 4s
Кальцій називається лужноземельним металом, його відносять до S-елементів. На зовнішньому електронному рівні кальцій має два електрони, тому він дає сполуки: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 і т.д. Кальцій відноситься до типових металів - він має велику спорідненість до кисню, відновлює майже всі метали з їх оксидів, утворює досить сильну основу Ca(OH)2.
Кристалічні грати металів можуть бути різних типів, проте для кальцію характерні гранецентровані кубічні грати.
Розміри, форму та взаємне розташування кристалів у металах випромінюють металографічними методами. Найбільш повну оцінку структури металу цьому плані дає мікроскопічний аналіз його шліфу. З випробуваного металу вирізують зразок і його площину шліфують, полірують і протруюють спеціальним розчином (травником). Внаслідок травлення виділяється структура зразка, яку розглядають або фотографують за допомогою металографічного мікроскопа.
Кальцій – легкий метал (d=1,55), сріблясто-білого кольору. Він твердіший і плавиться при вищій температурі (851 °С) в порівнянні з натрієм, який розташований поруч з ним у періодичній системі. Це пояснюється тим, що на один іон кальцію в металі припадає два електрони. Тому хімічний зв'язок між іонами та електронним газом у нього міцніший, ніж у натрію. За хімічних реакцій валентні електрони кальцію переходять до атомів інших елементів. При цьому утворюються двозарядні іони.
Кальцій має велику хімічну активність по відношенню до металів, особливо до кисню. На повітрі він окислюється повільніше лужних металів, тому що окисна плівка на ньому менш проникна для кисню. При нагріванні кальцій згоряє з виділенням величезних кількостей теплоти:
З водою кальцій вступає в реакцію, витісняючи з неї водень і утворюючи основу:
Са + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
Завдяки велику хімічну активність до кисню кальцій знаходить деяке застосування для отримання рідкісних металів з їх оксидів. Окиси металів нагрівають разом із кальцієвою стружкою; в результаті реакцій виходить окис кальцію та метал. На цій же властивості засновано застосування кальцію та його деяких сплавів для так званого розкислення металів. Кальцій додають у розплавлений метал, і він видаляє сліди розчиненого кисню; оксид кальцію, що утворюється, спливає на поверхню металу. Кальцій входить до складу деяких сплавів.
Отримують кальцій електролізом розплавленого хлориду кальцію або алюмінієвим методом. Окис кальцію, або гашене вапно, є порошок білого кольору, плавиться вона при 2570 °С. Отримують її прожарюванням вапняку:
СаСО3 = СаО + СО2^
Окис кальцію - основний оксид, тому він вступає в реакцію з кислотами та ангідридами кислот. З водою вона дає основу - гідроокис кальцію:
СаО + H2О = Са(ОН)2
Приєднання води до окису кальцію, яке називається гасінням вапна, протікає з виділенням великої кількості теплоти. Частина води при цьому перетворюється на пару. Гідроокис кальцію, або гашене вапно, - речовина білого кольору, трохи розчинна у воді. Водний розчин гідроксиду кальцію називається вапняною водою. Такий розчин має досить сильні лужні властивості, тому що гідроокис кальцію добре дисоціює:
Са(ОН)2 = Са + 2ОН
Порівняно з гідратами оксидів лужних металів гідроксид кальцію - слабша основа. Пояснюється це тим, що іон кальцію двозарядний і сильніше притягує гідроксильні групи.
Гашене вапно та його розчин, званий вапняною водою, вступають у реакції з кислотами та ангідридами кислот, у тому числі і з двоокисом вуглецю. Вапняна вода служить в лабораторіях для відкриття двоокису вуглецю, так як нерозчинний вуглекислий кальцій, що утворюється, викликає помутніння води:
Са + 2ОН + СО2 = СаСО3v + Н2О
Однак при тривалому пропусканні двоокису вуглецю розчин знову стає прозорим. Це пояснюється тим, що карбонат кальцію перетворюється на розчинну сіль - гідрокарбонат кальцію:
СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2
У промисловості кальцій одержують двома способами:
Нагріванням брикетованої суміші СаО та порошку Аl при 1200 °С у вакуумі 0,01 - 0,02 мм. рт. ст.; що виділяються за реакцією:
6СаО + 2Аl = 3CaO · Al2O3 + 3Ca
Пара кальцію кондонсується на холодній поверхні.
Електролізом розплаву СаСl2 і КСl з рідким мідно-кальцієвим катодом готують сплав Сu - Ca (65% Ca), з якого відганяють кальцій при температурі 950 - 1000 °С у вакуумі 0,1 - 0,001 мм.рт.ст.
Розроблено також спосіб одержання кальцію термічною дисоціацією карбіду кальцію СаС2.
Кальцій належить до найпоширеніших у природі елементів. У земній корі його міститься приблизно 3% (мас.). Солі кальцію утворюють у природі великі скупчення як карбонатів (крейда, мармур), сульфатів (гіпс), фосфатів (фосфоритів). Під дією води та двоокису вуглецю карбонати переходять у розчин у вигляді гідрокарбонатів і переносяться підземними та річковими водами на великі відстані. При вимиванні солей кальцію можуть утворюватися печери. За рахунок випаровування води або підвищення температури на новому місці можуть утворюватися відкладення карбонату кальцію. Так, наприклад, утворюються сталактити та сталагміти в печерах.
Розчинні солі кальцію та магнію зумовлюють загальну жорсткість води. Якщо вони є у воді в невеликих кількостях, то вода називається м'якою. При великому вмісті цих солей (100 - 200 мг солей кальцію - в 1 л. в перерахунку на іони) вода вважається жорсткою. У такій воді мило погано піниться, оскільки солі кальцію та магнію утворюють з ним нерозчинні сполуки. У твердій воді погано розварюються харчові продукти, і при кип'ятінні вона дає на стінках парових котлів накип. Накип погано проводить теплоту, викликає збільшення витрати палива та прискорює зношування стінок котла. Освіта накипу – складний процес. При нагріванні кислі солі вугільної кислоти кальцію та магнію розкладаються та переходять у нерозчинні карбонати:
Са + 2НСО3 = Н2О + СО2 + СаСО3v
Розчинність сульфату кальцію СаSO4 при нагріванні також знижується, тому він входить до складу накипу.
Жорсткість викликана присутністю у воді гідрокарбонатів кальцію та магнію, називається карбонатною або тимчасовою, тому що вона усувається при кип'ятінні. Крім карбонатної жорсткості, розрізняють ще некарбонатну жорсткість, яка залежить від вмісту у воді сульфатів та хлоридів кальцію та магнію. Ці солі не видаляються при кип'ятінні, і тому некарбонатну твердість називають також постійною твердістю. Карбонатна та некарбонатна жорсткість у сумі дає загальну жорсткість.
Для повного усунення твердості воду іноді переганяють. Для усунення карбонатної твердості воду кип'ятять. Загальну жорсткість усувають або додаванням хімічних речовин або за допомогою так званих катіонітів. При використанні хімічного методу розчинні солі кальцію та магнію переводять у нерозчинні карбонати, наприклад додають вапняне молоко та соду:
Са + 2НСО3 + Са + 2ОН = 2Н2О + 2СаСО3v
Са + SO4 + 2Na + CO3 = 2Na + SO4 + CaCO3v
Усунення жорсткості за допомогою катіонітів – процес більш досконалий. Катіоніти – складні речовини (природні сполуки кремнію та алюмінію, високомалекулярні органічні сполуки), склад яких можна виразити формулою Na2R, де R – складний кислотний залишок. При фільтруванні води через шар катіоніту відбувається обмін іонів (катіонів) Na на іони Са та Mg:
Са + Na2R = 2Na + CaR
Отже, іони Са з розчину переходять в катіоніт, а іони Na переходять з катіоніту в розчин. Для відновлення використаного катіоніту його промивають розчином кухонної солі. При цьому відбувається зворотний процес: іони Са в катіоніті замінюються на іони Na:
2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl
Регенерований катіоніт можна знову застосовувати для очищення води.
У вигляді чистого металу Са застосовують як відновник U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb та деяких рідкісноземельних металів та їх сполук. Його використовують також для розкислення сталей, бронз та інших сплавів, для видалення сірки з нафтопродуктів, для зневоднення органічних рідин, для очищення аргону від домішок азоту та як поглинач газів в електровакуумних приладах. Велике застосування у техніці отримали антифікаційні матеріали системи Pb - Na - Ca, і навіть сплави Pb - Ca, службовці виготовлення оболонки електричних кабелів. Сплав Ca - Si - Ca (силікокальцій) застосовується як розкислювач та дегазатор у виробництві якісних сталей.
Кальцій - одне із біогенних елементів, необхідні нормального перебігу життєвих процесів. Він присутній у всіх тканинах та рідинах тварин і рослин. Лише рідкісні організми можуть розвиватися в середовищі, позбавленому Са. У деяких організмів вміст Са досягає 38%: у людини – 1,4 – 2%. Клітини рослинних і тваринних організмів потребують строго певних співвідношеннях іонів Са, Na і До позаклітинних середовищах. Рослини отримують Са із ґрунту. По їх відношенню до Са рослини поділяють на кальцефіли та кальцефоби. Тварини отримують Са з їжею та водою. Са необхідний освіти низки клітинних структур, підтримки нормальної проникності зовнішніх клітинних мембран, запліднення яйцеклітин риб та інших тварин, активізації низки ферментів. Іони Са передають збудження на м'язове волокно, викликаючи його скорочення, збільшують силу серцевих скорочень, підвищують фагоцитарну функцію лейкоцитів, активують систему захисних білків крові, беруть участь у її зсіданні. У клітинах майже весь Са знаходиться у вигляді сполук з білками, нуклеїновими кислотами, фосфоліпідами, у комплексах з неорганічними фосфатами та органічними кислотами. У плазмі крові людини та вищих тварин тільки 20 – 40 % Са може бути пов'язане з білками. У тварин, що мають скелет, до 97 - 99% всього Са використовується як будівельний матеріал: у безхребетних в основному у вигляді СаСО3 (раковина молюсків, корали), у хребетних - у вигляді фосфатів. Багато безхребетних запасають Са перед линянням для побудови нового скелета або для забезпечення життєвих функцій у несприятливих умовах. Зміст Са в крові людини та вищих тварин регулюється гормонами паращитовидних та щитовидних залоз. Найважливішу роль цих процесах грає вітамін D. Всмоктування Са відбувається у передньому відділі тонкого кишечника. Засвоєння Са погіршується при зниженні кислотності у кишечнику і залежить від співвідношення Са, фосфору та жиру в їжі. Оптимальні співвідношення Са/Р у коров'ячому молоці близько 1,3 (у картоплі 0,15, у бобах 0,13, у м'ясі 0,016). При надлишку їжі Р і щавлевої кислоти всмоктування Са погіршується. Жовчні кислоти прискорюють його всмоктування. Оптимальні співвідношення Са/жир їжі людини 0,04 - 0,08 р. Са на 1г. жиру. Виділення Са відбувається головним чином через кишківник. Ссавці в період лактації втрачають багато Са з молоком. При порушеннях фосфорно-кальцієвого обміну у молодих тварин та дітей розвивається рахіт, у дорослих тварин – зміна складу та будови скелета (остеомаляція).
У медицині препаратів Са усуває порушення, пов'язані з нестачею іонів Са в організмі (при тетанії, спазмофілії, рахіті). Препарати Са знижують підвищену чутливість до алергенів та використовуються для лікування алергічних захворювань (сироваткова хвороба, сонна лихоманка та ін.). Препарати Са зменшують підвищену проникність судин та мають протизапальну дію. Їх застосовують при геморагічному васкуліті, променевій хворобі, запальних процесах (пневманія, плеврит та ін.) та деяких шкірних захворюваннях. Призначають як кровоспинний засіб, для поліпшення діяльності серцевого м'яза та посилення дії препаратів наперстянки, як протиотрути при отруєнні солями магнію. Разом з іншими засобами препарати Са застосовують для стимулювання родової діяльності. Хлористий Са вводять через рот і внутрішньовенно. Оссокальцинол (15% стерильна суспензія особливим чином приготовленого кісткового порошку в персиковій олії) запропонований для тканинної терапії.
До препаратів Са відносяться також гіпс (СаSO4), що застосовується в хірургії для гіпсових пов'язок, і крейда (СаСО3), що призначається внутрішньо при підвищеній кислотності шлункового соку і для приготування зубного порошку.
Сполуки кальцію.
СаО– оксид кальцію або негашена вапна, одержують його розкладанням вапняку: СаСО 3 =СаО + СО 2 – це оксид лужноземельного металу, тому він активно взаємодіє з водою: СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2
Са(ВІН) 2 – гідроксид кальцію або гашене вапно, тому реакція СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2 називається гасінням вапна. Якщо розчин профільтрувати, виходить вапняна вода - це розчин лугу, тому він змінює забарвлення фенолфталеїну в малиновий колір.
Широко в будівництві застосовується гашене вапно. Її суміш із піском і водою - гарний зв'язуючий матеріал. Під дією вуглекислого газу суміш твердне Са(ОН) 2 + CO 2 = СаСОз +Н 2 О.
Одночасно частина піску і суміші перетворюється на силікат Ca(OH) 2 +SiO 2 = CaSiO 3 +H 2 O.
Рівняння Са (ОН) 2 + СО 2 = СаСО 2 +Н 2 Про СаСО 3 +Н 2 Про + СО 2 = Са(НСО 3) 2 відіграють велику роль у природі і у формуванні образу нашої планети. Вуглекислий газ в образі скульптора та архітектора створює підземні палаци в товщах карбонатних порід. Він здатний під землею переміщати сотні та тисячі тонн вапняку. По тріщинах у гірських породах вода, що містить розчинений у ній вуглекислий газ, потрапляє у товщу вапняку, утворюючи порожнини – кастрові печери. Гідрокарбонат кальцію існує лише у розчині. Ґрунтові води переміщуються в земній корі, випаровуючи у відповідних умовах воду: Са(НСОз) 2 = СаСОз + Н 2 О + СО 2 , так утворюються сталактити та сталагміти, схема освіти яких запропонована відомим геохіміком А.Є. Ферсманом. Дуже багато кастрових печер у Криму. Їх вивченням займається наука спелеологія.
Застосовується у будівництві карбонат кальцію СаСОз- це крейда, вапняк, мармур. Всі ви бачили наш залізничний вокзал: він оздоблений білим мармуром, що привезений з-за кордону.
досвід:дути через трубку в розчин вапняної води, вона каламутніє .
Са(ВІН) 2 + СО 2 = СаСО 3 + Н 2 Про
Приливає до осаду оцтову кислоту, що утворився, спостерігається закипання, т.к. виділяється вуглекислий газ.
СаСО 3 +2СН 3 СООН = Са(СН 3 СОО) 2 +Н 2 Про +СО 2
КАЗКА ПРО БРАТЬЯ КАРБОНАТИ.
На землі живуть три брати
Із сімейства Карбонатів.
Старший брат - красень МАРМУР,
Славний іменем Карари,
Чудовий архітектор. Він
Будував Рим та Парфенон.
Всім відомий ІЗВЕСТНЯК,
Тому й названо так.
Знаменить своєю працею,
Зводячи за будинком будинок.
І здатний, і вмів
Молодший м'який братик МЕЛ.
Як малює, подивися,
Цей СаСО 3!
Люблять брати повеселитись,
У гарячій пічці прожаритися,
СаО і СО 2 утворюються тоді.
Це вуглекислий газ,
Кожен з ним знайомий із вас,
Видихаємо ми його.
Ну, а це СаО -
Спекотно обпалена ВІДОМІСТЬ НЕГАШЕНА.
Додаємо до неї води,
Ретельно заважаючи,
Щоб не було лиха,
Руки захищаємо,
Круто замішана звістка, але гашена!
Вапняним молоком
Стіни біліться легко.
Світлий будинок повеселішав,
Перетворивши вапну на крейду.
Фокус-покус для народу:
Варто лише подути крізь воду,
Як вона легко-легко
Перетворилася на молоко!
А тепер досить спритно
Отримую газування:
Молоко плюс оцет. Ай!
Льється піна через край!
Все в турботах, все в роботі
Від зорі і до зорі –
Ці брати Карбонати,
Ці СаСО 3!
Повторення:
CaO– оксид кальцію, негашене вапно;
Ca(OH) 2
– гідроксид кальцію (гашене вапно, вапняна вода, вапняне молоко залежно від концентрації розчину).
Загальне – та сама хімічна формула Са(ОН) 2 . Відмінність: вапняна вода - насичений прозорий розчин Са(ОН) 2 , а вапняне молоко - це біла завись Са(ОН) 2 у воді.
CaCl 2
- хлорид кальцію, хлористий кальцій;
CaCO 3
- карбонат кальцію, крейда, мармур черепашник, вапняк.
Л/Р: колекції.Далі демонструємо колекцію мінералів, що є в шкільній лабораторії: вапняк, крейда, мармур, черепашник.
CaS0 4
∙ 2H 2
0
- кристалогідрат сульфату кальцію, гіпс;
CaCO 3
- кальцит, карбонат кальцію входить до складу багатьох мінералів, які покривають землі 30 млн км 2 .
Найважливіший із цих мінералів – вапняк. Черепашники, вапняки органічного походження. Він йде на виробництво цементу, карбіду кальцію, соди, всіх видів вапна, в металургії. Вапняк - це основа будівельної індустрії, з нього роблять багато будівельних матеріалів.
Крейдаце не тільки зубний порошок та шкільна крейда. Це і цінна добавка при виробництві паперу (крейдована – вищої якості) та гуми; у будівництві та ремонті будівель – як побілка.
Мармур – щільна кристалічна порода. Є кольоровий – білий, але найчастіше різні домішки фарбують його у різні кольори. Чистий білий мармур зустрічається рідко і в основному йде на роботу скульпторам (статуї Мікеланджело, Родена. У будівництві кольоровий мармур використовують як облицювальний матеріал (Московське метро) або навіть як основний будівельний матеріал палаців (Тадж-Махал).
У світі цікавого «МАВЗОЛЕЙ Тадж-Махал»
Шах – Джахан із династії Великих Моголів тримав у страху та послуху чи не всю Азію. У 1629 році померла Мумзат-Махал, кохана дружина Шах-Джахана у 39 років під час пологів у поході (це була їх 14 дитина, причому всі були хлопчики). Вона була надзвичайно вродлива, світла, розумна, імператор у всьому її слухався. Перед смертю вона просила чоловіка збудувати гробницю, піклується про дітей, не одружуватися. Засмучений цар посланців своїх відправив у всі великі міста, столиці сусідніх держав – у Бухару, Самарканд, Багдад, Дамаск, щоб розшукати і запросити найкращих майстрів – на згадку про дружину цар вирішив звести найкращу у світі будівлю. Одночасно гінці відправили в Агру (Індія) плани всіх найкращих споруд Азії та найкращі будівельні матеріали. Везли навіть із Росії та Уралу малахіт. Головні муляри приїхали з Делі та Кандагару; архітектори – із Стамбула, Самарканда; декоратори – із Бухари; садівники - з Бенгалії; художники – з Дамаска та Багдада, а керував усім відомий майстер Устад-Іса.
Спільними зусиллями за 25 років було збудовано меломармурову споруду в оточенні зелених садів, блакитних фонтанів та мечеті з червоного пісковика. 20 000 рабів зводили це диво 75 м (с25-поверховий будинок). Неподалік хотів збудувати другий мавзолей із чорного мармуру для себе, але не встиг. Його повалив з престолу рідний син (другий, причому він убив і всіх своїх братів).
Останні роки життя імператор і король Агри провів, дивлячись із вузького віконця своєї в'язниці. 7 років так батько милувався своїм творінням. Коли батько осліп, син зробив йому систему дзеркал, щоб батько міг милуватися мавзолеєм. Похований він був у Тадж-Махалі, поруч зі своєю Мумтаз.
Входять до мавзолею бачать кенотафи - хибні гробниці. Місця вічного спокою великого хана та його дружини знаходяться внизу, у підвалі. Там усе інкрустовано дорогоцінним камінням, яке світиться, ніби живе, а гілки казкових дерев, переплітаючись із квітами, химерними візерунками прикрашають стіни гробниці. Оброблені кращими різьбярами бірюзово-блакитні лазурити, зелено-чорні нефрити та червоні аметисти оспівують кохання Шах-Джахала та Мумзат-Махал.
Щодня в Агру поспішають туристи, які бажають побачити справжнє диво світу - мавзолей Тадж-Махал, ніби ширяє над землею.
CaCO 3 - Це будівельний матеріал зовнішнього скелета молюсків, коралів, черепашок та ін, шкаралупи яєць. (ілюстрації або Тварини коралового біоценозу” та показ колекції морських коралів, губок, черепашника).
(Перший електрон)
Історія та походження назви
Назва елемента походить від латів. calx (у родовому відмінку calcis) – «вапно», «м'який камінь». Воно було запропоновано англійським хіміком Гемфрі Деві, який у 1808 р. виділив металевий кальцій електролітичним методом. Деві піддав електролізу суміш вологої гашеної вапна з платиновою пластиною, яка була анодом . Катодом служив платиновий дріт, занурений у рідкий . В результаті електролізу виходила амальгама кальцію. Відігнавши з неї ртуть, Деві отримав метал, названий кальцієм.
Ізотопи
Кальцій зустрічається в природі у вигляді суміші шести ізотопів: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca і 48 Ca, серед яких найпоширеніший - 40 Ca - становить 96,97%. Ядра кальцію містять магічну кількість протонів: Z= 20. Ізотопи 40
20 Ca20
і 48
20 Ca28
є двома з п'яти існуючих у природі двічі магічних ядер.
З шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48 Ca, найважчий із шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), відчуває подвійний бета-розпад з періодом напіврозпаду (4,39 ± 0,58)⋅10 19 років.
У гірських породах та мінералах
Кальцій, що енергійно мігрує в земній корі і накопичується в різних геохімічних системах, утворює 385 мінералів (четверте місце за кількістю мінералів).
Більшість кальцію міститься у складі силікатів і алюмосилікатів різних гірських порід (граніти, гнейси тощо. п.), особливо у польовому шпаті - анортиті Ca.
Досить поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO 3 , ангідрит CaSO 4 , алебастр CaSO 4 ·0.5H 2 O і гіпс CaSO 4 ·2H 2 O, флюорит CaF 2 , апатити Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), доломіт MgCO 3 ·CaCO 3 . Присутністю солей кальцію та магнію в природній воді визначається її жорсткість.
Осадова порода, що складається в основному зі скритокристалічного кальциту - вапняк (один з його різновидів - крейда). Під впливом регіонального метаморфізму вапняк перетворюється на мармур.
Міграція у земній корі
У природній міграції кальцію істотну роль відіграє «карбонатна рівновага», пов'язана з оборотною реакцією взаємодії карбонату кальцію з водою та вуглекислим газом з утворенням розчинного гідрокарбонату:
C a C O 3 + H 2 O + C O 2 ⇄ Ca (H C O 3) 2 ⇄ Ca 2 + + 2 H C O 3 − (\displaystyle (\mathsf (CaCO_(3)+H_(2)O+CO_(2) )\rightleftarrows Ca(HCO_(3))_(2)\rightleftarrows Ca^(2+)+2HCO_(3)^(-))))(Рівновага зміщується вліво або вправо в залежності від концентрації вуглекислого газу).
Велику роль грає біогенна міграція.
У біосфері
Сполуки кальцію знаходяться практично у всіх тваринних і рослинних тканинах (див. нижче). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксіапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH, або, в іншому записі, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Са(OH) 2 - основа кісткової тканини хребетних, у тому числі людини; з карбонату кальцію CaCO 3 складаються раковини та панцирі багатьох безхребетних, яєчна шкаралупа та ін. У живих тканинах людини та тварин 1,4-2 % Са (за масовою часткою); у тілі людини масою 70 кг вміст кальцію - близько 1,7 кг (переважно у складі міжклітинної речовини кісткової тканини).
Отримання
Вільний металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl 2 (75-80 %) і KCl або CaCl 2 і CaF 2 , а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 °C 4 Ca O + 2 Al → Ca Al 2 O 4 + 3 Ca (\displaystyle (\mathsf (4CaO+2Alrightarrow CaAl_(2)O_(4)+3Ca)))
Фізичні властивості
Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях. До 443 °C стійкий α-Caз кубічними гранецентрованими гратами (параметр а= 0,558 нм), вище стійкий β-Caз кубічною об'ємно-центрованою решіткою типу α-Fe(параметр a= 0,448 нм). Стандартна ентальпія Δ H 0 (\displaystyle \Delta H^(0))переходу α → β становить 0,93 кДж/моль.
При поступовому підвищенні тиску починає виявляти властивості напівпровідника , але стає напівпровідником у сенсі цього терміну (металом теж є). При подальшому підвищенні тиску повертається в металевий стан і починає проявляти надпровідні властивості (температура надпровідності в шість разів вище, ніж у ртуті, і набагато перевершує провідність всі інші елементи). Унікальна поведінка кальцію схожа багато в чому на стронцій (тобто паралелі в періодичній системі зберігаються).
Хімічні властивості
У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca 2+ /Ca 0 −2,84 В так що кальцій активно реагує з водою, але без запалення:
Ca + 2 H 2 O → Ca (O H) 2 + H 2 . (\displaystyle (\mathsf (Ca+2H_(2)O\rightarrow Ca(OH)_(2)+H_(2)\uparrow .))))Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову жорсткість води. Часовою її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і осад випадає СаСО 3 . Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.
Застосування
Головне застосування металевого кальцію – це використання його як відновника при отриманні металів, особливо нікелю, міді та нержавіючої сталі. Кальцій і його гідрид використовуються також для отримання металів, що важко відновлюються, таких, як хром , торій і уран . Сплави кальцію зі свинцем застосовують у деяких видах акумуляторних батарей і під час виробництва підшипників. Кальцієві гранули також використовуються для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів. Чистий металевий кальцій широко застосовується в металотермії при отриманні рідкісноземельних елементів.
Кальцій широко застосовується у металургії для розкислення сталі поруч із алюмінієм чи поєднані із нею. Внепічна обробка кальційсодержащими дроти займає провідне положення у зв'язку з багатофакторністю впливу кальцію на фізико-хімічний стан розплаву, макро-і мікроструктури металу, якість і властивості металопродукції і є невід'ємною частиною технології виробництва сталі. У сучасній металургії для введення в розплав кальцію використовується інжекційний дріт, що представляє собою кальцій (іноді силікокальцій або алюмокальцій) у вигляді порошку або пресованого металу в сталевій оболонці. Поряд із розкисленням (видаленням розчиненого в сталі кисню) використання кальцію дозволяє отримати сприятливі за природою, складом і формою неметалеві включення, що не руйнуються в ході подальших технологічних операцій.
Ізотоп 48 Ca - один з ефективних і вживаних матеріалів для надважких елементів і відкриття нових елементів таблиці Менделєєва. Це пов'язано з тим, що кальцій-48 є двічі магічним ядром, тому його стійкість дозволяє йому бути достатньо надлишковим для легкого ядра; при синтезі надважких ядер необхідний надлишок нейтронів.
Біологічна роль
Концентрація кальцію в крові через її важливість для великої кількості життєво важливих процесів точно регулюється, і при правильному харчуванні та достатньому споживанні знежирених молочних продуктів та вітаміну D дефіциту не виникає. Тривалий дефіцит кальцію та/або вітаміну D у дієті призводить до збільшення ризику остеопорозу, а в дитинстві викликає рахіт.
Примітки
- Твердість по Брінеллю 200-300 МПа
- Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bievre, Manfred Groning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry . – 2013. – Vol. 85, no. 5 . - P. 1047-1078. - DOI :10.1351/PAC-REP-13-03-02.
- Редкол.: Кнунянц І. Л. (гл. ред.).Хімічна енциклопедія: у 5 т. – Москва: Радянська енциклопедія, 1990. – Т. 2. – С. 293. – 671 с. - 100 000 екз.
- Riley JP. та Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965.
- Притиченко B. Systematics of Evaluated Half-lives of Double-beta Decay // Nuclear Data Sheets. - 2014. - Червень (т. 120). - С. 102-105. - ISSN 0090-3752. - DOI: 10.1016/j.nds.2014.07.018.[виправити]
- Притиченко B. List of Adopted Double Beta (ββ) Decay Values (неопр.) . National Nuclear Data Center, Brookhaven National Laboratory. Перевірено 6 грудня 2015 року.
- Довідник хіміка / Редкол.: Микільський Б. П. та ін - 2-ге вид., Випр. – М.-Л.: Хімія, 1966. – Т. 1. – 1072 с.
- Газети. Ру: Елементи під тиском
- Кальцій // Велика радянська енциклопедія: [30 т.] / гол. ред. А. М. Прохоров. - 3-тє вид. - М.: Радянська енциклопедія, 1969-1978.
- Дюдкін Д. А., Кисиленко В. В.Вплив різних факторів на засвоєння кальцію з порошкового дроту з комплексним наповнювачем СК40 (рус.) // Електрометалургія: журнал. - 2009. - травень (№ 5). - С. 2-6.
- Михайлов Г. Г., Чернова Л. А.Термодинамічний аналіз процесів розкислення стали кальцієм та алюмінієм (рус.) // Електрометалургія: журнал. – 2008. – Березень (№ 3). - С. 6-8.
- Shell Model of Nucleus
- Institute of Medicine (США) Комітети до Review Dietary Reference Intakes for Vitamin D and Calcium; Ross AC, Taylor CL, Yaktine AL, Del Valle HB, editors (2011).
Кальцій
КАЛЬЦІЙ-я; м.[від лат. calx (calcis) - вапно] Хімічний елемент (Ca), метал сріблясто-білого кольору, що входить до складу вапняків, мармуру та ін.
◁ Кальцієвий, -а, -а. К-ті солі.
кальцій(лат. Calcium), хімічний елемент II групи періодичної системи, відноситься до лужноземельних металів. Назва від латів. calx, родовий відмінок calcis - вапно. Сріблясто-білий метал, щільність 1,54 г/см 3 , tпл 842ºC. За нормальної температури легко окислюється повітря. За поширеністю в земній корі посідає 5 місце (мінерали кальцит, гіпс, флюорит та ін.). Як активний відновник служить для отримання U, Th, V, Cr, Zn, Be та інших металів їх сполук, для розкислення сталей, бронз і т. д. Входить до складу антифрикційних матеріалів. З'єднання калькія застосовують у будівництві (вапно, цемент), препарати кальцію – у медицині.
КАЛЬЦІЙКАЛЬЦІЙ (лат. Calcium), Ca (читається «кальцій»), хімічний елемент з атомним номером 20, розташований у четвертому періоді групи IIА періодичної системи елементів Менделєєва; атомна маса 40,08. Належить до лужноземельних елементів (див.лужноземельні метали).
Природний кальцій складається із суміші нуклідів. (див.НУКЛІД)з масовими числами 40 (у суміші за масою 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) та 46 (0,003%). Конфігурація зовнішнього електронного шару 4 s 2
. Практично у всіх сполуках ступінь окиснення кальцію +2 (валентність ІІ).
Радіус нейтрального атома кальцію 0,1974 нм, радіус іона Cа 2+ від 0,114 нм (для координаційного числа 6) до 0,148 нм (для координаційного числа 12). Енергії послідовної іонізації нейтрального атома кальцію рівні, відповідно, 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 та 84,5 еВ. За шкалою Полінга електронегативність кальцію близько 1,0. У вільному вигляді кальцій – сріблясто-білий метал.
Історія відкриття
З'єднання кальцію зустрічаються в природі повсюдно, тому людство знайоме з ними з найдавніших часів. Здавна у будівельній справі знаходила застосування вапно (див.ВІДОМІСТЬ)(негашена та гашена), яку довгий час вважали простою речовиною, «землею». Однак у 1808 англійський вчений Г. Деві (див.Деві Гемфрі)зумів отримати з вапна новий метал. Для цього Деві піддав електролізу суміш злегка зволоженого гашеного вапна з окисом ртуті і виділив з утворюється на ртутному катоді амальгами новий метал, який він назвав кальцієм (від лат. calx, рід. відмінок calcis - вапно). У Росії деякий час цей метал називали «вапняком».
Знаходження у природі
Кальцій - одне із найпоширеніших Землі елементів. На його частку припадає 3,38% маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію та заліза). Через високу хімічну активність кальцій у вільному вигляді у природі не зустрічається. Більшість кальцію міститься у складі силікатів (див.СИЛІКАТИ)та алюмосилікатів (див.АЛЮМОСИЛІКАТИ)різних гірських порід (граніти (див.ГРАНІТЬ), гнейси (див.ГНЕЙС)і т. п.). У вигляді осадових порід сполуки кальцію представлені крейдою та вапняками, що складаються в основному з мінералу кальциту (див.КАЛЬЦИТ)(CaCO 3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається у природі набагато рідше.
Доволі широко поширені такі мінерали кальцію, як вапняк (див.Вапняк)СaCO 3 , ангідрит (див.АНГІДРИТ) CaSO 4 та гіпс (див.ГІПС) CaSO 4 ·2H 2 O, флюорит (див.ФЛЮОРИТ) CaF 2 , апатити (див.АПАТИТИ) Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), доломіт (див.ДОЛОМІТЬ) MgCO 3 · СаCO 3 . Присутністю солей кальцію та магнію в природній воді визначається її жорсткість (див.Жорсткість води). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксилапатит Ca 5 (PO 4) 3 (OH), або, в іншому записі, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Са(OH) 2 - основа кісткової тканини хребетних, у тому числі людини; з карбонату кальцію CaCO 3 складаються раковини та панцирі багатьох безхребетних, яєчна шкаралупа та ін.
Отримання
Металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl 2 (75-80%) і KCl або з CaCl 2 і CaF 2 а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Фізичні та хімічні властивості
Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях (див. Аллотропія (див.АЛОТРОПІЯ)). До 443 °C стійкий a-Ca з кубічними гранецентрованими гратами (параметр а = 0,558 нм), вище стійкий b-Ca з кубічною об'ємно центрованими гратами типу a-Fe (параметр a = 0,448 нм). Температура плавлення кальцію 839 °C, температура кипіння 1484 °C, густина 1,55 г/см 3 .
Хімічна активність кальцію висока, але нижча, ніж решти лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з киснем, вуглекислим газом та вологою повітря, через що поверхня металевого кальцію зазвичай тьмяно сіра, тому в лабораторії кальцій зазвичай зберігають, як і інші лужноземельні метали, у щільно закритій банці під шаром гасу.
У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca 2+ /Ca 0 -2,84, так що кальцій активно реагує з водою:
Ca + 2Н 2 О = Ca(ОН) 2 + Н 2.
З активними неметалами (киснем, хлором, бромом) кальцій реагує за звичайних умов:
2Са + Про 2 = 2СаО; Са + Br2 = CaBr2.
При нагріванні на повітрі чи кисні кальцій запалюється. З менш активними неметалами (воднем, бором, вуглецем, кремнієм, азотом, фосфором та іншими) кальцій вступає у взаємодію при нагріванні, наприклад:
Са + Н 2 = СаН 2 (гідрид кальцію),
Ca + 6B = CaB 6 (борід кальцію),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (нітрид кальцію)
Са + 2С = СаС 2 (карбід кальцію)
3Са + 2Р = Са 3 Р 2 (фосфід кальцію), відомі також фосфіди кальцію складів СаР і СаР 5;
2Ca + Si = Ca 2 Si (силіцид кальцію), відомі також силіциди кальцію складів CaSi, Ca 3 Si 4 і CaSi 2 .
Перебіг зазначених вище реакцій, зазвичай, супроводжується виділенням великої кількості теплоти (тобто. ці реакції - екзотермічні). У всіх з'єднаннях з неметалами ступінь окиснення кальцію +2. Більшість сполук кальцію з неметалами легко розкладається водою, наприклад:
СаН 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2
Ca 3 N 2 + 3Н 2 О = 3Са(ОН) 2 + 2NН 3 .
Оксид кальцію – типово основний. У лабораторії та техніці його отримують термічним розкладанням карбонатів:
CaCO3 = CaO+CO2.
Технічний оксид кальцію СаО називається негашеним вапном.
Він реагує з водою з утворенням Ca(ОН) 2 та виділенням великої кількості теплоти:
CaО + Н 2 О = Ca(ОН) 2 .
Отриманий таким способом Ca(ОН) 2 зазвичай називають гашеним вапном або вапняним молоком (див.Вапняне молоко)через те, що розчинність гідроксиду кальцію у воді невелика (0,02 моль/л при 20°C), і при внесенні його у воду утворюється біла суспензія.
При взаємодії з кислотними оксидами CaO утворює солі, наприклад:
CaО + 2 = СаСО 3 ; СаО + SO3 = CaSO4.
Іон Ca 2+ безбарвний. При внесенні в полум'я солей кальцію полум'я забарвлюється цегляно-червоний колір.
Такі солі кальцію, як хлорид CaCl 2 , бромід CaBr 2 , іодид CaI 2 і нітрат Ca(NO 3) 2 добре розчинні у воді. Нерозчинні у воді фторид CaF 2 , карбонат CaCO 3 , сульфат CaSO 4 , середній ортофосфат Ca 3 (PO 4) 2 , оксалат СаС 2 Про 4 та деякі інші.
Важливе значення має та обставина, що на відміну від середнього карбонату кальцію СаСО 3 кислий карбонат кальцію (гідрокарбонат) Са(НСО 3) 2 у воді розчинний. У природі це призводить до таких процесів. Коли холодна дощова або річкова вода, насичена вуглекислим газом, проникає під землю та потрапляє на вапняки, то спостерігається їх розчинення:
СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 .
У тих же місцях, де вода, насичена гідрокарбонатом кальцію, виходить на поверхню землі та нагрівається сонячним промінням, протікає зворотна реакція:
Са(НСО 3) 2 = СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О.
Так у природі відбувається перенесення великих мас речовин. У результаті під землею можуть утворитися величезні провали (див. Карст (див.Карст (явище природи))), а в печерах утворюються гарні кам'яні «бурульки» - сталактити (див.СТАЛАКТИТИ (мінеральні утворення)і сталагміти (див.СТАЛАГМІТИ).
Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову жорсткість води (див.Жорсткість води). Тимчасової її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і осад випадає СаСО 3 . Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.
Застосування кальцію та його сполук
Металевий кальцій застосовують для металотермічного одержання урану. (див.УРАН (хімічний елемент)торія (див.ТОРІЙ), титану (див.ТИТАН (хімічний елемент), цирконію (див.ЦИРКОНІЙ), цезія (див.ЦЕЗІЙ)та рубідія (див.РУБІДІЙ).
Природні сполуки кальцію широко використовують у виробництві в'яжучих матеріалів (цемент (див.ЦЕМЕНТ), гіпс (див.ГІПС), вапно та ін). Зв'язуюча дія гашеного вапна заснована на тому, що з часом гідроксид кальцію реагує з вуглекислим газом повітря. В результаті реакції, що протікає, утворюються голчасті кристали кальциту СаСО з, які проростають в розташовані поруч камені, цеглу, інші будівельні матеріали і як би зварюють їх в єдине ціле. Кристалічний карбонат кальцію – мармур – прекрасний оздоблювальний матеріал. Крейда використовують для побілки. Великі кількості вапняку витрачаються при виробництві чавуну, оскільки дозволяють перевести тугоплавкі домішки залізної руди (наприклад, кварц SiO 2) порівняно легкоплавкі шлаки.
Як дезінфікуючий засіб дуже ефективне хлорне вапно (див.Хлорна звістка)- «хлорка» Ca(OCl)Cl - змішаний хлорид та гіпохлорид кальцію (див.КАЛЬЦІЯ ГІПОХЛОРИТ), Що володіє високою окисною здатністю.
Широко застосовується і сульфат кальцію, що існує як у вигляді безводної сполуки, так і у вигляді кристалогідратів - так званого «напівводного» сульфату - алебастру (див.АЛЕВІЗ ФРЯЗИН (Міланець)) CaSO 4 ·0,5H 2 O та двоводного сульфату - гіпсу CaSO 4 ·2H 2 O. Гіпс широко використовують у будівництві, у скульптурі, для виготовлення ліпнини та різних художніх виробів. Застосовують гіпс та в медицині для фіксації кісток при переломах.
Хлорид кальцію CaCl 2 використовують поряд з кухонною сіллю для боротьби з заледенінням дорожніх покриттів. Фторид кальцію СаF 2 – чудовий оптичний матеріал.
Кальцій в організмі
Кальцій – біогенний елемент (див.БІОГЕННІ ЕЛЕМЕНТИ), постійно присутній у тканинах рослин та тварин. Важливий компонент мінерального обміну тварин і людини та мінерального живлення рослин кальцій виконує в організмі різноманітні функції. У складі апатиту (див.АПАТИТ), а також сульфату та карбонату кальцій утворює мінеральний компонент кісткової тканини. В організмі людини масою 70 кг міститься близько 1 кг кальцію. Кальцій бере участь у роботі іонних каналів (див.ІОННІ КАНАЛИ), що здійснюють транспорт речовин через біологічні мембрани, у передачі нервового імпульсу (див.НЕРВНИЙ ІМПУЛЬС), у процесах згортання крові (див.Згортання крові)та запліднення. Регулюють обмін кальцію в організмі кальцифероли (див.КАЛЬЦИФЕРОЛИ)(Вітамін D). Недолік чи надлишок кальцію призводить до різних захворювань – рахіту. (див.РАХІТ), кальцинозу (див.Кальциноз)та ін Тому їжа людини повинна в потрібних кількостях містити сполуки кальцію (800-1500 мг кальцію на добу). Вміст кальцію високо у молочних продуктах (таких, як сир, сир, молоко), у деяких овочах та інших продуктах харчування. Препарати кальцію широко використовуються у медицині.
Енциклопедичний словник. 2009 .
Синоніми: