Kostur je napravljen od njega, ali tijelo nije u stanju sam proizvesti taj element. Radi se o kalciju. Odrasle žene i muškarci dnevno trebaju primiti najmanje 800 miligrama zemno alkalnog metala. Moguće ga je izvaditi iz zobene kaše, lješnjaka, mlijeka, ječma, vrhnja, graha, badema.

Kalcij se nalazi u grašku, senfu, svježem siru. Međutim, ako ih kombinirate sa slatkišima, kavom, kolom i hranom bogatom oksalnom kiselinom, probavljivost elementa pada.

Želučana sredina postaje alkalna, kalcij se hvata u netopljivim solima i izlučuje iz tijela. Kosti i zubi počinju se slomiti. Što je to o elementu, jer je postao jedan od najvažnijih za živa bića, i postoji li supstanca koju treba koristiti izvan svojih organizama?

Kemijska i fizikalna svojstva kalcija

U periodičnom sustavu element zauzima 20. mjesto. Nalazi se u glavnoj podskupini druge skupine. Razdoblje u koje kalcij pripada je četvrto. To znači da atom materije ima 4 elektroničke razine. Oni sadrže 20 elektrona, što je označeno atomskim brojem elementa. On svjedoči o svojoj optužbi - 20.

Kalcij u tijelu, poput prirode, je zemnoalkalni metal. Dakle, u svom čistom obliku, element je srebrno bijele, sjajne i svjetlo. Tvrdoća zemno alkalijskih metala je veća od tvrdoće alkalijskih metala.

Indikator kalcija - oko 3 boda na Mohsovoj skali. Na primjer, gips ima istu tvrdoću. 20. element seče nožem, ali mnogo tvrđi od bilo kojeg jednostavnog alkalnog metala.

Koja je suština imena "alkalna zemlja"? Tako su kalcij i drugi metali njegove skupine nazvali alkemičare. Oksidi elemenata koje nazivaju zemljom. Oksidi tvari iz skupine kalcija daju vodi alkalnu okolinu.

Međutim, stroncij, radij, barij, kao i 20. element, nalaze se ne samo u kombinaciji s kisikom. U prirodi, puno kalcijevih soli. Najpoznatiji od njih je kalcitni mineral. Karbonatni oblik metala je notorna kreda, vapnenac i gips. Svaki od njih je kalcijev karbonat.

Dvadeseti element ima hlapljive spojeve. Plamen je obojen u narančastocrvenu boju koja postaje jedan od markera za određivanje tvari.

Svi zemnoalkalni metali lako izgaraju. Kalcij reagira s kisikom, dovoljni su normalni uvjeti. Samo se ovdje u prirodi element ne nalazi u čistom obliku, samo u spojevima.

Oxy-kalcij - film koji pokriva metal, ako je bio u zraku. Žućkasti cvat. Sadrži ne samo standardne okside, već i perokside i nitride. Ako kalcij nije u zraku, nego u vodi, iz njega će istisnuti vodik.

Istovremeno taloži kalcijev hidroksid. Ostaci čistog metala plutaju na površinu, guraju ih mjehurići vodika. Ista shema radi s kiselinama. S soli, na primjer, taloži se kalcijev klorid i oslobađa se vodik.

Neke reakcije zahtijevaju povišene temperature. Ako dosegne 842 stupnja, kalcij se može rastopiti. Na 1 484-x Celzijevih metala kipi.

Otopina kalcija, kao i čisti element, dobro provodi toplinu i električnu struju. Ali, ako je tvar vrlo vruća, metalna se svojstva gube. To jest, nemaju ni rastaljeni ni plinoviti kalcij.

Kod ljudi, element je predstavljen u čvrstim i tekućim agregativnim stanjima. Omekšana kalcijeva voda koja je prisutna u krvi lakše se podnosi. Izvan kostiju je samo 1% od 20. tvari.

Međutim, njegov transport kroz tkanine igra važnu ulogu. Kalcij u krvi regulira kontrakciju mišića, uključujući srčane, i podupire normalan krvni tlak.

Upotreba kalcija

U svom čistom obliku, metal se koristi u olovnim legurama. Oni idu na rešetke za baterije. Prisutnost kalcija u leguri za 10-13% smanjuje samopražnjenje baterija. To je osobito važno za stacionarne modele. Ležajevi su izrađeni od mješavine olova i 20. elementa. Jedna od legura se naziva ležaj.

Na fotografiji su proizvodi koji sadrže kalcij.

Alkalni zemni metal dodaje se čeliku kako bi se legura očistila od sumpornih nečistoća. Svojstva redukcije kalcija su korisna za proizvodnju urana, kroma, cezija, rubidija i cirkonija.

Koji se kalcij koristi u industriji čelika? Sve isto čisto. Razlika u svrsi stavke. Sada igra ulogu fluksa. To je aditiv za legure, koji smanjuje temperaturu njihovog stvaranja i olakšava odvajanje troske. Granule kalcija se ulijevaju u elektrovakuumske aparate kako bi se uklonili tragovi zraka iz njih.

48. izotop kalcija je tražen u nuklearnim postrojenjima. Oni proizvode super teške elemente. Sirovine se dobivaju u nuklearnim akceleratorima. Raspršite ih s ionima - vrsta projektila. Ako Ca48 djeluje u njihovoj ulozi, učinkovitost sinteze povećava se stotinu puta u usporedbi s uporabom iona drugih tvari.

U optici je 20. element već cijenjen kao spoj. Kalcijev fluorid i volframat postaju leće, leće i prizme astronomskih instrumenata. Postoje minerali u laserskoj tehnologiji.

Kalcijev fluorid se naziva fluorit od strane geologa, a volframid se zove šelit. Za optičku industriju odabrani su njihovi pojedinačni kristali, tj. Pojedinačni veliki agregati s kontinuiranom rešetkom i jasnim oblikom.

U medicini se također propisuje ne čisti metal, već tvari na njemu. Tijelo ih je lakše probaviti. Kalcijev glukonat je najjeftiniji lijek koji se koristi kod osteoporoze. Kalcij Magnezij se propisuje adolescentima, trudnicama i starijim osobama.

Oni trebaju prehrambene dodatke kako bi osigurali povećanu potrebu tijela u 20. elementu, kako bi izbjegli razvojne patologije. Metabolizam kalcija i fosfora regulira "kalcij D3". "D3" u nazivu proizvoda ukazuje na prisutnost vitamina D. U njemu je to rijetko, ali potrebno za punu apsorpciju kalcija.

Upute za kalcij nycomed3 pokazuju da lijek pripada farmaceutskim formulacijama kombiniranog djelovanja. Isto vrijedi i za kalcijev klorid. Ne samo da kompenzira manjak 20. elementa, već štedi i od intoksikacije, a može nadomjestiti i krvnu plazmu. U nekim je patološkim stanjima potrebno.

U ljekarnama, lijek Kalcij-askorbinska kiselina je također dostupna. Ovaj duet se propisuje tijekom trudnoće, dojenja. Potreban je dodatak i tinejdžeri.

Proizvodnja kalcija

Kalcij u hrani, mineralima, spojevima, poznatim čovječanstvu od davnina. U čistom obliku metal je izoliran tek 1808. godine. Luck se nasmiješio Humphry Davy. Engleski fizičar izvlači kalcij elektrolizom rastaljenih soli elementa. Ova metoda se sada koristi.

Međutim, industrijalci češće pribjegavaju drugoj metodi, otkrivenoj nakon Humphreyeva istraživanja. Kalcij se reducira iz oksida. Reakcija se pokreće s aluminijskim prahom, ponekad silikonom. Interakcija se odvija u vakuumu na povišenim temperaturama. Kalcij je na taj način prvi put izoliran sredinom prošlog stoljeća u SAD-u.

Cijena kalcija

Postoji nekoliko proizvođača metalnog kalcija. Dakle, u Rusiji, opskrbu uglavnom provodi Chapetsky Mechanical Plant. On je u Udmurtiji. Tvrtka prodaje pelete, čips i kvadratni metal. Cijena za tonu sirovina je oko 1500 dolara.

Neki kemijski laboratoriji također nude ovaj proizvod, na primjer, Rusko kemijsko društvo. Posljednje, nudi 100g kalcija. Recenzije pokazuju da je to prah pod uljem. Cijena jednog paketa je 320 rubalja.

Osim ponude za kupnju pravog kalcija, oni također trguju online poslovnim planovima za njegovu proizvodnju. Za oko 70 stranica teoretskih izračuna traže oko 200 rubalja. Većina planova izrađena je 2015. godine, što znači da još nisu izgubili svoju važnost.

http://tvoi-uvelirr.ru/kalcij-svojstva-kalciya-primenenie-kalciya/

Kemijska i fizikalna svojstva kalcija, njegova interakcija s vodom

Zašto se metal pohranjuje u zapečaćenu limenku

Podijelite na Twitteru

Kalcij se nalazi u četvrtom velikom razdoblju, druga skupina, glavna podskupina, redni broj elementa je 20. Prema periodičnoj tablici, atomska masa kalcija je 40,08. Formula najvišeg oksida je CaO. Kalcij ima latinski naziv kalcij, stoga je simbol atoma elementa Ca.

Karakteristike kalcija kao jednostavne tvari

U normalnim uvjetima kalcij je srebrno-bijeli metal. Imajući visoku kemijsku aktivnost, element može oblikovati mnoge spojeve različitih klasa. Element je vrijedan za tehničke i industrijske kemijske sinteze. Metal je široko rasprostranjen u zemljinoj kori: njegov udio iznosi oko 1,5%. Kalcij spada u skupinu zemnoalkalnih metala: kada se otopi u vodi, daje alkalije, ali se u prirodi nalazi u obliku višestrukih minerala i soli. Morska voda sadrži kalcij u visokim koncentracijama (400 mg / l).

Karakteristike kalcija ovise o strukturi kristalne rešetke. U ovom je elementu dva tipa: kubični licem-centriran i centriran. Tip veze u molekuli kalcija je metalik.

Prirodni izvori kalcija:

Fizikalna svojstva kalcija i metode za proizvodnju metala

U normalnim uvjetima, kalcij je u čvrstom agregacijskom stanju. Metal se topi na 842 ° C. Kalcij je dobar električni i toplinski vodič. Prilikom zagrijavanja najprije ulazi u tekućinu, a zatim u parno stanje i gubi svoja metalna svojstva. Metal je vrlo mekan i rezan nožem. Vrije na 1484 ° C.

Pod pritiskom kalcij gubi svoja metalna svojstva i sposobnost ponašanja. Ali tada se metalna svojstva obnavljaju i svojstva supravodiča se manifestiraju, nekoliko puta veća od ostalih elemenata.

Kalcij se dugo ne može dobiti bez nečistoća: zbog visoke kemijske aktivnosti taj se element ne nalazi u prirodi u čistom obliku. Element je otkriven početkom XIX stoljeća. Kalcij kao metal prvi je sintetizirao britanski kemičar Humphry Davy. Znanstvenik je otkrio značajke interakcije rastaljenih čvrstih minerala i soli s električnom strujom. Danas elektroliza kalcijevih soli (mješavina kalcijevih i kalijevih klorida, mješavina fluorida i kalcijevog klorida) ostaje najrelevantniji način za proizvodnju metala. Kalcij se također ekstrahira iz oksida pomoću aluminotermije, što je uobičajena metoda u metalurgiji.

Calcium Chemical Properties

Kalcij je aktivni metal koji ulazi u mnoge interakcije. Pod normalnim uvjetima reagira lako, formirajući odgovarajuće binarne spojeve: s kisikom, halogenima. Kliknite ovdje da biste saznali više o kalcijevim spojevima. Kad se zagrije, kalcij reagira s dušikom, vodikom, ugljikom, silicijem, borom, fosforom, sumporom i drugim tvarima. Na otvorenom prostoru odmah stupa u interakciju s kisikom i ugljičnim dioksidom, pa je prekriven sivim cvatom.

Burno reagira s kiselinama, ponekad zapaljivim. Kalcij ima zanimljiva svojstva u solima. Primjerice, špiljski stalaktiti i stalagmiti su kalcijev karbonat, koji se postupno formira iz vode, ugljičnog dioksida i bikarbonata kao posljedica procesa unutar podzemnih voda.

Zbog visoke aktivnosti u normalnom stanju, kalcij se skladišti u laboratorijima u tamno zatvorenoj staklenoj posudi pod slojem parafina ili kerozina. Visokokvalitetna reakcija na kalcijev ion - bojenje plamena u zasićenoj ciglenoj crvenoj boji.

Moguće je identificirati metal u sastavu spojeva netopljivim precipitatima nekih soli elementa (fluorid, karbonat, sulfat, silikat, fosfat, sulfit).

Reakcija kalcijeve vode

Kalcij se pohranjuje u banke ispod sloja zaštitne tekućine. Kako bi se proveo eksperiment koji pokazuje kako dolazi do reakcije vode i kalcija, ne može se jednostavno doći do metala i odrezati željeni komad od njega. Metalni kalcij u laboratoriju je lakše koristiti kao čips.

Ako nema metalnih strugotina, a postoje samo veliki komadići kalcija u posudi, bit će potrebna kliješta ili čekić. Gotov komad kalcija željene veličine stavlja se u tikvicu ili čašu vode. Kalcij čips se stavlja u posudu u vrećici od gaze.

Kalcij se spušta na dno i počinje evolucija vodika (najprije na mjestu gdje se nalazi svježi metal). Postupno se plin oslobađa s površine kalcija. Proces nalikuje nasilnom čiru, a istodobno nastaje talog kalcijevog hidroksida (gašenog vapna).

Komadić kalcija pluta, zahvaćen mjehurićima vodika. Nakon otprilike 30 sekundi, kalcij se otapa i voda postaje mutna zbog suspenzije hidroksida. Ako se reakcija ne provodi u čaši, nego u epruveti, može se uočiti toplina: epruveta se brzo zagrije. Reakcija kalcija s vodom ne završava spektakularnom eksplozijom, ali interakcija tih dviju tvari ubrzano se odvija i izgleda spektakularno. Iskustvo je sigurno.

Ako se vrećica s preostalim kalcijem izvadi iz vode i zadrži u zraku, nakon nekog vremena, kao rezultat tekuće reakcije, doći će do jakog zagrijavanja i preostale vode u gazi. Ako se dio zamagljene otopine filtrira kroz lijevak u čašu, prelazi se CO propusk kroz otopinu ugljičnog monoksida. Da biste to učinili, ne trebate ugljični dioksid - možete ispuhati zrak u otopinu kroz staklenu cijev.

http://melscience.com/ru/articles/himicheskie-i-fizicheskie-svojstva-kalciya-ego-vza/

Kalcij i njegova svojstva

Kalcij je srebrni metal koji je 1808. godine u Engleskoj dobio znanstvenik Humphry Davy. Kao rezultat procesa elektrolize živinog oksida i gašenog vapna, kemičar je dobio kalcijev amalgam.

U čistom obliku, supstanca je dobivena 1855. Provedena je kemijska reakcija koja je omogućila uklanjanje žive u sastavu tvari, zbog čega je metal ostao u čistom obliku. Nastala supstanca nazvana je kalcij - "vapno" na latinskom jeziku.

Karakteristike i svojstva kalcija

Kalcij je na trećem mjestu među najčešćim kemijskim elementima u prirodi. Tvar se nalazi u planinskim masivima (granit), morskoj vodi, glinenim stijenama, u obliku krede i vapnenca. U živim organizmima kalcij je prisutan u sastavu kostiju i zuba. Kora sadrži oko 3% ove tvari.

Kalcij je tvrdi, duktilni bijeli metal koji gori kada se zagrijava i aktivno reagira na djelovanje vruće vode i zraka. Točka taljenja je oko 840 ° C, pri dugom zagrijavanju se pretvara u tekućinu, a zatim u parno stanje. Vrelište je oko 1480 ° C.

Uloga kalcija u ljudskom tijelu

• 99% kalcija je u kostima i zubima. Tvar je vitalna za normalno stvaranje i funkcioniranje kostura.
• Kalcij ima važnu ulogu u živčanom sustavu, utječe na podražljivost živčanih završetaka i kontrakciju mišića.
• Pomaže u smanjivanju kolesterola inhibiranjem procesa apsorpcije zasićenih masti u crijevima.
• Utječe na proces zgrušavanja krvi.
• Kalcij je građevni materijal stanica: za jezgre i membrane.
• Neophodna je za gušteraču, štitnjaču i spolnim žlijezdama, nadbubrežnim žlijezdama i hipofizi.

Dnevna potreba tijela u ovoj makrocelici je vrijednost - 1000-1500 mg za odrasle, 1500 mg za djecu ispod 6 godina, 700 mg za djecu od 7 do 10 godina.

Kalcij u hrani

• Mliječni proizvodi i tvrdi sirevi (rekorder za sadržaj kalcija je parmezan).
• Orašasti plodovi: pistacije, bademi, sezam.
• Povrće: grah, vlasac, kupus, špinat, šparoge, brokula.
• Peršun i kopar.
• Grah, leća.
• Riba i plodovi mora.

Važno je! Kalcij se mora unositi u pravilnom omjeru fosfora (1 do 1,5). Preporučljivo je istovremeno koristiti hranu koja sadrži te makronutrijente.

Hrana koja sadrži kalcij, poput slatkiša, ometa apsorpciju kalcija. Balans kalcija također može poremetiti potrošnju velikih količina crvenog mesa, jaja, slatkih gaziranih pića, kave. Pušenje i alkohol doprinose aktivnom uklanjanju kalcija iz tijela. Proces asimilacije kalcija je složen proces, stoga se u prisutnosti znakova njegovog nedostatka preporuča dodatna primjena.

Nedostatak kalcija u ljudskom tijelu

Osim konzumiranja određene hrane, kroničnog zatajenja bubrega, poremećaja krvi, nedostatka vitamina D, magnezij može uzrokovati nedostatak kalcija. Osim toga, nedostatak kalcija se često uočava kod trudnica i dojilja.

Simptomi nedostatka kalcija

• grčevi, grčevi i obamrlost udova i prstiju;
• lomljivi nokti;
• sporiji rast djece;
• povećana nervozna razdražljivost, depresija, palpitacije;
• gubitak težine, mučnina, odbojnost prema hrani;
• učestalo mokrenje, proljev.

Znakovi viška kalcija u ljudskom tijelu - teška žeđ, mučnina i povraćanje, opća slabost, gubitak apetita. Kod apsolutno zdrave osobe, tijelo regulira proces unosa i konzumacije tvari, najčešće je višak kalcija uočen kod starijih, mladih žena i prisutnosti onkoloških i genetskih bolesti.

http://bonfit.ru/pitanie/mikroelementy/kaltsiy/

Kalcij

Povijest otvaranja:

Prirodni spojevi kalcija (kreda, mramor, vapnenac, gips) i proizvodi njihove najjednostavnije obrade (vapna) poznati su ljudima još od antičkih vremena. Godine 1808. engleski kemičar Humphry Davy je elektrolizirao vlažni gašeni vapno (kalcijev hidroksid) katodom žive i dobio kalcijev amalgam (kalcijevu leguru sa živom). Iz ove legure, spuštanjem žive Davy je dobio čisti kalcij.
Predložio je i naziv novog kemijskog elementa, od latinskog "calx", što znači naziv vapnenca, krede i drugih mekih kamenja.

Biti u prirodi i dobiti:

Kalcij je peti najzastupljeniji element u zemljinoj kori (više od 3%), tvori mnoge stijene, od kojih se mnoge temelje na kalcijevom karbonatu. Neke od tih stijena su organskog podrijetla (školjke), koje pokazuju važnu ulogu kalcija u divljim životinjama. Prirodni kalcij je mješavina 6 izotopa s masenim brojem od 40 do 48, a za Ca 40 97%. Nuklearni izotopi kalcija također su dobiveni nuklearnim reakcijama, na primjer radioaktivnim Ca45.
Da bi se dobila jednostavna kalcijeva tvar, elektroliza se koristi za taljenje soli ili aluminotermije:
4CaO + 2Al = Ca (AlO₂)₂ + 3Ca

Fizička svojstva:

Srebrno-sivi metal s kubičnom rešetkom usmjerenom licem, znatno tvrđi od alkalnih metala. Talište 842 ° C, vrelište 1484 ° C, gustoća 1,55 g / cm3. Pri visokim tlakovima i temperaturama od oko 20 K, prelazi u stanje superprovodnika.

Kemijska svojstva:

Kalcij nije tako aktivan kao alkalijski metali, no mora se skladištiti pod slojem mineralnog ulja ili u čvrsto zatvorenim metalnim bubnjevima. Već pri običnoj temperaturi reagira s kisikom i dušikom zraka, kao is vodenom parom. Kada se zagrijava, gori u zraku s crveno-narančastim plamenom, tvoreći oksid s dodatkom nitrida. Kao i magnezij, kalcij nastavlja gorjeti u atmosferi ugljičnog dioksida. Kada se zagrijava, reagira s drugim nemetalima, tvoreći spojeve koji nisu uvijek očiti u sastavu, na primjer:
Ca + 6B = CaB₆ ili Ca + P => Ca₃P₂ (kao i CaP ili CaP₅)
U svim njegovim spojevima, kalcij ima oksidacijsko stanje +2.

Najvažniji spojevi su:

Kalcijev oksid CaO - ("spaljeno vapno") je bijela tvar, alkalni oksid, snažno reagira s vodom ("gasi se") i postaje hidroksid. Dobiva se toplinskom razgradnjom kalcijevog karbonata.

Kalcijev hidroksid Ca (OH)₂ - ("Gašeno vapno") je bijeli prah, slabo topljiv u vodi (0,16 g / 100 g), jaka lužina. Otopina ("vapnena voda") koristi se za otkrivanje ugljičnog dioksida.

Kalcijev karbonat CaCO₃ - temelj je većine prirodnih kalcijevih minerala (kreda, mramor, vapnenac, školjka, kalcit, islandski spar). U čistom obliku, tvar je bijela ili bezbojna. kristali, kada se zagrijava (900-1000 ° C), raspada se, formira se kalcijev oksid. Ne r-rim, reagira s kiselinama, može se otopiti u vodi zasićenoj ugljičnim dioksidom, pretvarajući se u hidrokarbonat: CaCO₃ + CO₂ + H₂O = Ca (HCO₃)₂. Reverzni proces dovodi do stvaranja naslaga kalcijevog karbonata, osobito takvih formacija kao što su stalaktiti i stalagmiti.
Nalazi se iu prirodi kao dio dolomitnog CaCO₃* MgCO₃

Kalcij sulfat CaSO₄ - bijela tvar, u prirodi, CaSO₄* 2H₂O ("gips", "selenit"). Potonji, uz lagano zagrijavanje (180 ° C), prelazi u CaSO₄* 0.5H₂O ("spaljena žbuka", "alabaster") - bijeli prah, kada se ponovno promiješa s vodom, tvoreći CaSO₄* 2H₂O u obliku čvrstog, prilično izdržljivog materijala. Malo topljivih u vodi, u suvišku sumporne kiseline može se otopiti, formirajući hidrosulfat.

Kalcijev fosfat Ca₃(PO₄)₂ - ("Fosforit"), netopljiv, pod djelovanjem jakih kiselina prelazi u topiviji hidro- i dihidrofosfat kalcij. Sirovine za fosfor, fosfornu kiselinu, fosfatna gnojiva. Kalcijevi fosfati su također uključeni u sastav apatita, prirodnih spojeva s približnom formulom Ca.₅[PO₄]₃Y, gdje Y = F, Cl ili OH, odnosno fluor, klor ili hidroksiapatit. Uz fosfate, apatiti su dio skeleta mnogih živih organizama, uključujući i i čovjek.

Kalcijev fluorid kafić₂ - (prirodno: "fluorit", "fluorit"), netopljiv u bijeloj boji. Prirodni minerali imaju različite boje zbog nečistoća. Svijetli u mraku kada se zagrijava i kada je izložena UV svjetlu. Povećava fluidnost ("topljivost") troske nakon primitka metala, što objašnjava njegovu uporabu kao fluksa.

Kalcijev klorid CaCl₂ - bestsv. Kristen. u-u dobro p-Rimoe u vodi. Stvara kristalni CaCl₂* 6H₂O. Bezvodni ("spojeni") kalcijev klorid je dobar desikant.

Kalcijev nitrat Ca (NO₃)₂ - ("Kalcijev nitrat") bezbojan. Kristen. u-u dobro p-Rimoe u vodi. Dio pirotehničkih sastava, koji plamenu daje crveno-narančastu boju.

Kalcijev karbid CaS₂ - reagira s vodom, na -tami formirajući acetilen, npr.: CaS₂ + H₂O = C₂H₂ + Ca (OH)₂

primjena:

Metoda kalcija koristi se kao snažno redukcijsko sredstvo u proizvodnji određenih metalnih metala (kalcijev-termij): kroma, REE, torija, urana i drugih. višak ugljika.
Kalcij se također koristi za vezanje malih količina kisika i dušika u proizvodnji pročišćavanja visokog vakuuma i inertnog plina.
Neutronski suvišak 48 Ca iona koristi se za sintezu novih kemijskih elemenata, na primjer, Element br. 114, Flerovia >>. Drugi izotop kalcija, 45Ca, koristi se kao radioaktivna oznaka u istraživanjima biološke uloge kalcija i njegove migracije u okolišu.

Glavno područje primjene brojnih kalcijevih spojeva je proizvodnja građevinskog materijala (cementa, građevinskih smjesa, suhozida i dr.).

http://www.kontren.narod.ru/x_el/info20.htm

kalcijum

Kalcij / kalcij (Ca), 20

1,00 (Paulingova skala)

1757 K; 1483,85 ° C

Sadržaj

Povijest i podrijetlo imena [uredi]

Naziv elementa je izveden iz lat. calx (genitiv calcis) - „vapno“, „meki kamen“. Predložio ga je engleski kemičar Humphry Davy, koji je 1808. godine izolirao metal kalcija elektrolita. Davy je elektrolitizirao mješavinu vlažnog hidriranog vapna s živinim oksidom HgO na platinskoj ploči, koja je bila anoda. Katoda je bila platinska žica uronjena u tekuću živu. Kao rezultat elektrolize dobiven je kalcijev amalgam. Vozeći živu iz njega, Davy je dobio metal koji se zove kalcij.

Kalcijevi spojevi - vapnenac, mramor, gips (kao i vapno - proizvod spaljivanja vapnenca) korišteni su u građevinarstvu prije nekoliko tisuća godina. Do kraja 18. stoljeća kemičari su smatrali limete jednostavnim tijelom. Godine 1789. A. Lavoisier je predložio da su vapno, magnezija, barit, glinica i silicij bili složene tvari.

Biti u prirodi [uredi]

Zbog visoke kemijske aktivnosti kalcija u slobodnom obliku u prirodi se ne događa.

Udio kalcija čini 3,38% mase zemljine kore (5. mjesto u prevalenciji nakon kisika, silicija, aluminija i željeza). Sadržaj elemenata u morskoj vodi iznosi 400 mg / l [4].

Izotopi [uredi]

U prirodi se nalazi kalcij kao mješavina šest izotopa: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca i 48 Ca, među kojima je najčešći - 40 Ca - 96,97%. Jezgre kalcija sadrže magijski broj protona: Z = 20. Izotopi 40 20 Ca 20 i 48 20 Ca 28 su dvije od pet dvostruko magičnih jezgri u prirodi.

Od šest prirodnih izotopa kalcija, pet je stabilno. Šesti izotop 48 Ca, najteži od šest i vrlo rijetki (njegova izotopna zastupljenost je samo 0,187%), doživljava dvostruki beta raspad s poluživotom (4,39 ± 0,58) · 10 19 godina [5] [6]. 7].

U stijenama i mineralima [uredi]

Veći dio kalcija sadržan je u sastavu silikata i aluminosilikata raznih stijena (granita, gnajseva, itd.), Osobito u feldspatu - anortitu Ca [Al]₂si₂O₈].

U obliku sedimentnih stijena, kalcijevi spojevi predstavljaju kreda i vapnenac, koji se uglavnom sastoji od kalcitnog minerala (CaCO).₃). Kristalni oblik kalcita - mramora - nalazi se u prirodi mnogo rjeđe.

Minerali kalcija kao što je kalcit CaCO vrlo su česti.₃, anhidrit₄, Alabaster CaSO₄0,5 H₂O i Gips CaSO₄· 2H₂O, fluorit CaF₂, Apatit Ca₅(PO₄)₃(F, Cl, OH) Dolomit MgCO₃· CaCO₃. Prisutnost kalcijevih i magnezijevih soli u prirodnoj vodi određuje njegovu tvrdoću.

Kalcij, koji energično migrira u Zemljinu koru i akumulira se u različitim geokemijskim sustavima, tvori 385 minerala (četvrto mjesto po broju minerala).

Migracija u kore [uredi]

U prirodnoj migraciji kalcija, „karbonatna ravnoteža“ igra ključnu ulogu, što je povezano s reverzibilnom reakcijom interakcije kalcijevog karbonata s vodom i ugljičnim dioksidom u obliku topljivog bikarbonata:

(ravnoteža se pomiče ulijevo ili udesno, ovisno o koncentraciji ugljičnog dioksida).

Biogena migracija igra veliku ulogu.

U biosferi [uredi]

Spojevi kalcija nalaze se u gotovo svim životinjskim i biljnim tkivima (vidi dolje). Značajna količina kalcija dio je živih organizama. Dakle, hidroksiapatit Ca₅(PO₄)₃OH, ili, u drugom zapisu, 3Ca₃(PO₄)₂· Ca (OH)₂ - Osnova koštanog tkiva kralježnjaka, uključujući ljude; kalcijev karbonat CaCO₃ sastavljene su školjke i školjke mnogih beskralježnjaka, ljuski jaja itd. U živim tkivima ljudi i životinja, 1,4 - 2% Ca (po masenom udjelu); U tijelu osobe težine 70 kg sadržaj kalcija je oko 1,7 kg (uglavnom u sastavu međustanične tvari koštanog tkiva).

Primanje [uredi]

Slobodni metalni kalcij dobiva se elektrolizom taline koja se sastoji od CaCl₂ (75-80%) i KCl ili iz CaCl₂ i CaF₂, kao i aluminotermijsku redukciju CaO na 1170 - 1200 ° C:

Fizička svojstva [uredi]

Metoda kalcija postoji u dvije alotropne modifikacije. Do 443 ° C, α-Ca je stabilan s kubičnom rešetkom centriranom licem (parametar a = 0,558 nm), β-Ca s kubičnim tjelesnim centrom α-Fe tipa (parametar a = 0,448 nm) je veći. Standardna entalpija α → β prijelaza iznosi 0,93 kJ / mol.

Uz postupno povećanje tlaka počinje pokazivati ​​svojstva poluvodiča, ali ne postaje poluvodič u punom smislu riječi (metal također nije). S daljnjim povećanjem tlaka, vraća se u metalno stanje i počinje pokazivati ​​supravodljiva svojstva (temperatura supravodljivosti je šest puta veća od temperature žive, a daleko nadmašuje sve ostale elemente u vodljivosti). Jedinstveno ponašanje kalcija slično je u mnogim pogledima na stroncij (to jest, očuvane su paralele u periodnom sustavu) [8].

Kemijska svojstva [uredi]

Kalcij je tipičan zemnoalkalni metal. Kemijska aktivnost kalcija je visoka, ali niža od težih zemno alkalnih metala. Lako komunicira s kisikom, ugljičnim dioksidom i vlagom zraka, zbog čega je površina metalnog kalcija obično mutna, pa se kalcij obično pohranjuje u laboratoriju, kao i drugi zemnoalkalijski metali, u čvrsto zatvorenoj posudi ispod sloja kerozina ili tekućeg parafina.

U nizu standardnih potencijala, kalcij se nalazi s lijeve strane vodika. Standardni elektrodni potencijal Ca 2+ / Ca 0 -2,84 V para, tako da kalcij aktivno reagira s vodom, ali bez paljenja:

Kalcij reagira s aktivnim nemetalima (kisik, klor, brom, jod) u normalnim uvjetima:

Kada se zagrijava u zraku ili u kisiku, kalcij se zapali i gori s crvenim plamenom s narančastim nijansama ("cigla-crvena"). Kod manje aktivnih nemetala (vodik, bor, ugljik, silicij, dušik, fosfor i drugi), kalcij reagira kada se zagrijava, na primjer:

Osim nastalih reakcija, kalcijev fosfid Ca₃P₂ i kalcijev silikid Ca₂Si, također poznati kalcijevi fosfidni spojevi CaR i CaR₅ i kalcijevih silicida CaSi, Ca spojeva₃si₄ i CaSi₂.

Tijek gore navedenih reakcija, u pravilu, popraćen je oslobađanjem velike količine topline. U svim spojevima s nemetalima stupanj oksidacije kalcija je +2. Većina kalcijevih spojeva s nemetalima lako se razgrađuje vodom, na primjer:

Ion Ca2 + je bezbojan. Kada se topljive kalcijeve soli dodaju plamenu, plamen se pretvara u opečasto crvenu.

Važna je činjenica da, za razliku od kalcijevog karbonata, CaCO₃, kiseli kalcijev karbonat (bikarbonat) Ca (HCO₃)₂ topljiv u vodi. To u prirodi dovodi do sljedećih procesa. Kada hladna kišnica ili riječna voda, zasićena ugljičnim dioksidom, prodre u zemlju i padne na vapnence, uočava se njihovo otapanje, a na istim mjestima gdje voda zasićena kalcijevim bikarbonatom dospije na površinu zemlje i zagrijava se sunčevom svjetlošću dolazi do obrnute reakcije.

Tako u prirodi postoji prijenos velikih masa tvari. Zbog toga se pod zemljom mogu formirati ogromne kraške šupljine i skupine, au pećinama se oblikuju prekrasne kamene „ledenice“ - stalaktiti i stalagmiti.

Prisutnost otopljenog kalcijevog bikarbonata u vodi uvelike određuje privremenu tvrdoću vode. Privremeno se zove jer kad kipuća voda bikarbonat se razgrađuje i taloži CaCO₃. Ovaj fenomen dovodi, na primjer, do činjenice da se vaga vremenom nakuplja u kotliću.

Aplikacija [uredi]

Glavna upotreba metalnog kalcija je da se koristi kao redukcijsko sredstvo u pripremi metala, osobito nikla, bakra i nehrđajućeg čelika. Kalcij i njegov hidrid također se koriste za proizvodnju teško dostupnih metala, kao što su krom, torij i uran. Legure kalcija s olovom koriste se u baterijama i legurama. Granule kalcija također se koriste za uklanjanje tragova zraka iz vakuumskih uređaja. Čisti kalcijev metal široko se koristi u metalotermiji u pripremi rijetkih zemljanih elemenata [9].

Kalcij se široko koristi u metalurgiji za deoksidaciju čelika zajedno s aluminijem ili u kombinaciji s njim. Vanjsko je mjesto izvanškolske obrade žicama koje sadrže kalcij zbog višefaktorskog učinka kalcija na fizikalno-kemijsko stanje taline, makro- i mikrostrukture metala, kvalitete i svojstava metalnih proizvoda te je sastavni dio tehnologije proizvodnje čelika [10]. U modernoj metalurgiji, injekcijska žica se koristi za uvođenje kalcija u talinu, koja je kalcij (ponekad silikalcijev ili aluminij kalcij) u obliku praha ili prešanog metala u čeličnom omotaču. Uz deoksidaciju (uklanjanje kisika otopljenog u čeliku), uporaba kalcija omogućuje dobivanje nemetalnih inkluzija koje su povoljne u prirodi, sastavu i obliku, a koje se ne uništavaju tijekom daljnjih tehnoloških operacija [11].

Izotop Ca Ca je jedan od najučinkovitijih i najkorisnijih materijala za proizvodnju superteških elemenata i otkriće novih elemenata periodnog sustava. To je zbog činjenice da je kalcij-48 dvostruko magična jezgra [12], stoga njegova stabilnost omogućuje da bude dovoljno neutron-bogata za laku jezgru; sinteza superteških jezgara zahtijeva višak neutrona.

Biološka uloga [uredi]

Kalcij je uobičajena makro stanica u tijelu biljaka, životinja i ljudi. Kod ljudi i drugih kralježnjaka većina je u kosturu i zubima. Kalcij u kostima je u obliku hidroksiapatita [13]. "Skeleti" većine skupina beskralježnjaka (spužve, koralni polipi, mekušci, itd.) Sastoje se od različitih oblika kalcijevog karbonata (vapna). Kalcijevi ioni su uključeni u procese zgrušavanja krvi, a također služe kao jedan od univerzalnih sekundarnih medijatora unutar stanica i reguliraju različite unutarstanične procese - kontrakciju mišića, egzocitozu, uključujući izlučivanje hormona i neurotransmitera. Koncentracija kalcija u citoplazmi ljudskih stanica je oko 10 -4 mmol / l, u međustaničnim tekućinama oko 2.5 mmol / l.

Potreba za kalcijem ovisi o dobi. Za odrasle osobe u dobi od 19 do 50 godina i djecu od 4 do 8 godina, dnevna potreba (RDA) je 1000 mg [14] (sadržana u oko 790 ml mlijeka sa sadržajem masti 1% [15]), a za djecu u dobi od 9 do 18 godina uključivo - 1300 mg na dan [14] (sadržano u otprilike 1030 ml mlijeka sa sadržajem masti od 1% [15]). U adolescenciji, unos adekvatnih količina kalcija je vrlo važan zbog intenzivnog rasta kostura. Međutim, prema istraživanjima u Sjedinjenim Američkim Državama, samo 11% djevojčica i 31% dječaka u dobi od 12 do 19 godina dostigne njihove potrebe [16]. U uravnoteženoj prehrani, većina kalcija (oko 80%) ulazi u tijelo djeteta s mliječnim proizvodima. Preostali kalcij je u žitaricama (uključujući kruh od cjelovitog zrna i heljdu), mahunarke, naranče [izvor nije naveden 984 dana], zelenilo [izvor nije navedeno 984 dana], orasi. Apsorpcija kalcija u crijevu odvija se na dva načina: kroz stanice crijeva (transcelularno) i međustanično (paracelularno). Prvi mehanizam posredovan je djelovanjem aktivnog oblika vitamina D (kalcitriola) i njegovih intestinalnih receptora. Ima važnu ulogu u niskom i umjerenom unosu kalcija. Uz viši sadržaj kalcija u prehrani, intercelularna apsorpcija počinje igrati glavnu ulogu, što je povezano s velikim gradijentom koncentracije kalcija. Zbog transcelularnog mehanizma, kalcij se u većoj mjeri apsorbira u duodenumu (zbog najveće koncentracije receptora u kalcitriolu). Zbog međustaničnog pasivnog prijenosa, apsorpcija kalcija je najaktivnija u sva tri dijela tankog crijeva. Laktoza (mliječni šećer) doprinosi apsorpciji kalcija u paracelulama.

Upijanje kalcija ometaju neke životinjske masti [17] (uključujući kravlje mliječne masti i goveđi loj, ali ne i mast) i palmino ulje. Palmitinske i stearinske masne kiseline koje se nalaze u tim mastima odvajaju se tijekom probave u crijevima i čvrsto vežu kalcij, formirajući kalcij palmitat i kalcijev stearat (netopivi sapun) [18]. U obliku ovog sapuna sa stolicom gubi se i kalcij i masnoća. Taj je mehanizam odgovoran za smanjenje apsorpcije kalcija [19] [20] [21], smanjenje mineralizacije kosti [22] i smanjenje indirektnih pokazatelja njihove snage [23] [24] kod dojenčadi kada se koristi formula za dojenčad na bazi palminog ulja (palmov olein). Kod takve djece, stvaranje kalcijevih sapuna u crijevu povezano je sa zbijanjem stolice [25] [26], smanjenjem njegove učestalosti [25], kao i češćim regurgitacijom [27] i kolikama [24].

Koncentracija kalcija u krvi zbog svoje važnosti za veliki broj vitalnih procesa precizno je regulirana, a pravilnom prehranom i adekvatnim unosom nemasnih mliječnih proizvoda i nedostatkom vitamina D ne dolazi. Dugotrajni nedostatak kalcija i / ili vitamina D u prehrani povećava rizik od osteoporoze, au ranom djetinjstvu uzrokuje rahitis.

Prekomjerne doze kalcija i vitamina D mogu uzrokovati hiperkalcemiju. Maksimalna sigurna doza za odrasle u dobi od 19 do 50 godina uključivo je 2500 mg na dan [28] (oko 340 g Edamskog sira [29]).

http://wp.wiki-wiki.ru/wp/index.php/%D0%9A%D0% B0% D0% BB% D1% 8% D1% 86% D0% B8% D0% B9

kalcijum

Opće informacije i metode dobivanja

Kalcij (Ca) je srebrno-bijeli metal. Otvorio ga je engleski kemičar Davy 1808., ali je u čistom obliku dobio samo 1855. godine Bunsen i Matissen elektrolizom rastaljenog kalcijevog klorida. Metodu industrijskog proizvodnje kalcija razvili su Zouter i Red-Lih 1896. u tvornici Rathenau (Njemačka). Godine 1904. počela je s radom prva tvornica kalcija u Bitterfelu.

Element je dobio svoje ime od latinskog calx (calcis) - vapna.

Sadržaj kalcija u zemljinoj kori je 3,60% (težinski).

U slobodnom stanju u prirodi se ne događa. Uključene su u sedimentne i metamorfne stijene. Najčešće su karbonatne stijene (vapnenac, kreda). Osim toga, kalcij se nalazi u mnogim mineralima: gips, kalcit, dolomit, mramor itd.

U vapnencu ima najmanje 40% kalcijevog karbonata, u kalcitu - 56% CaO, u dolomitu - 30,4% CaO, u gipsu - 32,5% CaO. Kalcij se nalazi u tlu i morskoj vodi (0,042%).

Metalni kalcij i njegove legure proizvode se elektrolitičkim i metalotermičkim metodama. Elektrolitički postupci temelje se na elektrolizi rastaljenog kalcijevog klorida. Nastali metal sadrži CaCl₂, stoga se topi i destilira kako bi se dobio kalcij visoke čistoće. Oba procesa provode se u vakuumu.

Kalcij se također dobiva metodom aluminotermičke redukcije vakuuma, kao i toplinskom disocijacijom kalcijevog karbida.

Atomske značajke. Atomski broj 20, atomska masa 40.08 a. m, atomski volumen 26,20 x 10 m3 / mol, atomski radijus 0,197 nm, ionski radijus (Ca 2 +) 0,104 nm Konfiguracija vanjske elektronske ljuske Sp 4A 2. Vrijednosti ionizacijskih potencijala atoma / (eV): 6.111; 11,87; 51.21. Elektronegativnost 1.0. Kristalna rešetka c. od perioda a = 0.556 nm (koordinacijski broj 12), prolazi oko 460 ° C do heksagonala s a = 0.448 nm (koordinacijski broj 6; 6). Energija kristalne rešetke je 194,1 mJ / kmol.

Prirodni se kalcij sastoji od mješavine šest stabilnih izotopa (40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca, 48 Ca), od kojih je 40 Ca (96,97%) najčešći. Preostali izotopi (39 Ca, Ca, 45 Ca, 47 Ca i 49 Ca) imaju radioaktivna svojstva i mogu se dobiti umjetno.

Efektivni presjek hvatanja toplinskog neutrona 0,44 * 10 -28 m 2. Elektronska radna funkcija cp = 2.70-n 2.80 eV. Funkcija rada elektrona za (100) lice jednog kristala od 2,55 eV.

Gustoća. Gustoća kalcija pri 20 ° C je p = 1.540 Mg / m3, a pri 480 ° C 1.520 Mg / m3, a tekućina (865 ° C) 1.365 Mg / m3.

Normalni elektrodni potencijal reakcije Ca - 2e ^ = Ca 2 + cp = - 2,84 V. U spojevima oksidacijsko stanje je +2.

Kalcij je kemijski vrlo aktivan element, zamjenjuje gotovo sve metale iz njihovih oksida, sulfida i halida. Polako stupa u interakciju s hladnom vodom, dok se vodik razvija, u vrućem ZVde obliku nastaje hidroksid. Kalcij ne reagira sa suhim zrakom na sobnoj temperaturi, pri zagrijavanju na 300 ° C i iznad njega je jako oksidiran, a uz daljnje zagrijavanje, osobito u prisutnosti kisika, zapali se i formira CaO; toplinu formacije₀j = 635,13 kJ / mol.

Pri interakciji s vodikom na 300-400 ° C formira se kalcij hidrid₂ (AH₀Br = 192,1 kJ / mol), s jakim kisikom, uključujući visokotemperaturni spoj CaO. Fosforni kalcij tvori stabilan i trajan Ca spoj.₃P₂, i s ugljik-CaC karbidom₂. Djeluje s fluorom, klorom, bromom i jodom, formirajući CaF ₂, SaS1₂, SaVg₂, CA1₂. Kada se kalcij zagrijava sumporom, formira se CaS sulfid, s silicijumom nastaju kalcijevi silicidi. ₂ Si, CaSi i CaSi ₂.

Koncentrirana dušična kiselina i koncentrirana otopina NaOH slabo međudjeluju s kalcijem i brzo razrjeđuju dušičnu kiselinu. U jakoj sumpornoj kiselini kalcij je prekriven zaštitnim filmom CaS 0₄, koji sprječava daljnju interakciju; razrijeđenog H ₂ S0₄ slab učinak, razrijeđena klorovodična kiselina - snažno.

Kalcij interagira s većinom metala i tvori čvrste otopine i kemijske spojeve.

Normalni elektronički potencijal f₀ = 2,84 V. Elektrokemijski ekvivalent od 0,20767 mg / Cl.

Zbog visoke plastičnosti kalcija, to može biti podveraat obrada pritiska svih vrsta. Na 200–460 ° C dobro je prešan, valjan u ploče, kovan, žica i ostali poluproizvodi lako se dobivaju iz njega. Kalcij se dobro obrađuje rezanjem (na strojevima za okretanje, bušenjem i drugim strojevima).

Upotreba metalnog kalcija zbog visoke kemijske aktivnosti. Budući da se kalcij može energično kombinirati na povišenim temperaturama sa svim osim inertnim plinovima, koristi se za industrijsko pročišćavanje argona i helija, kao i za dobivanje u visokovakuumskim uređajima kao što su elektronske cijevi itd.

U metalurgiji se kalcij koristi kao dezoksidator i desulfurizer čelika; kod čišćenja olova i kositra iz bizmuta i antimona; kao redukcijsko sredstvo u pripravi vatrostalnih rijetkih metala s visokim afinitetom za kisik (cirkonij, titan, tantal, niobij, torij, uran itd.); kao legirajući aditiv za olovo-kalcij bube za povećanje njihovih mehaničkih i antifrikcijskih svojstava

Olovna legura sa 0,04% Ca ima veću tvrdoću u usporedbi s čistim olovom. Mali dodaci kalcija (0,1%) povećavaju otpornost na puzanje. Za proizvodnju pjenastog betona koristi se kalcijeva legura (do 70%) s cinkom.

Kalcijeve ligature s silicijem i manganom, s aluminijem i silicijom, naširoko se koriste kao deoksidacijska sredstva i aditivi u proizvodnji lakih legura.

Aditiv kalcijeve litijske ligature u malim količinama na legure na bazi željeza (lijevano željezo, ugljik i posebni čelici) povećava njihovu fluidnost i značajno povećava tvrdoću i privremenu otpornost.

Spojevi kalcija su u širokoj uporabi. Tako se kalcijev oksid koristi u proizvodnji stakla, za oblaganje peći, za proizvodnju hidratiziranog vapna. Kalcij hidrosulfit se koristi u proizvodnji umjetnih vlakana i za pročišćavanje ugljenog plina.

Bjelilo se koristi kao "sredstvo za izbjeljivanje u industriji tekstila i celuloze i papira, kao i dezinfekcijsko sredstvo. Kalcijev peroksid se koristi za pripremu higijenskih i kozmetičkih preparata, kao i pasta za zube. Kalcij sulfid se koristi za dobivanje fosforescentnih pripravaka, au industriji kože za uklanjanje kožnog vlasišta, spojevi kalcija i arsena otrovni su i opasni, a služe za uništavanje poljoprivrednih štetnika, spojeva kalcij-fosfor i cijanida. Kalcijevi se koriste za proizvodnju gnojiva (superfosfat, dušična gnojiva itd.), A široko se koriste minerali poput mramora, gipsa, vapnenca, dolomita itd.

http://ibrain.kz/himiya-svoystva-elementov/kalciy