Skelettet är gjord av det, men kroppen kan inte producera själva elementet. Det handlar om kalcium. Vuxna kvinnor och män per dag ska få minst 800 milligram jordalkalimetall. Det är möjligt att extrahera det från havregryn, hasselnötter, mjölk, korn, gräddfil, bönor, mandlar.

Kalcium finns i ärter, senap, keso. Men om du kombinerar dem med godis, kaffe, cola och mat som är rik på oxalsyra faller elementets smältbarhet.

Magsmiljön blir alkalisk, kalcium fångas i olösliga salter och utsöndras från kroppen. Ben och tänder börjar bryta ner. Vad handlar det om ett element, eftersom det har blivit en av de viktigaste för levande varelser, och är det ämne att använda utanför deras organismer?

Kemiska och fysikaliska egenskaper hos kalcium

I det periodiska systemet tar elementet 20: e plats. Det ligger i den huvudsakliga undergruppen för den andra gruppen. Den period som kalcium tillhör är 4: e. Det betyder att atomämnet har 4 elektroniska nivåer. De innehåller 20 elektroner, vilket indikeras av elementets atomnummer. Han vittnar om sin laddning - +20.

Kalcium i kroppen, som naturen, är en jordalkalimetall. Så, i sin rena form är elementet silvervitt, glänsande och ljust. Den alkaliska jordartsmetallhårdheten är högre än alkalimetaller.

Kalciumindikator - ca 3 poäng på Mohs-skalan. Gips har till exempel samma hårdhet. Det 20: e elementet skärs med en kniv, men mycket svårare än någon av de enkla alkalimetallerna.

Vad är kärnan i namnet "alkalisk jord"? Så kalcium och andra metaller i hans grupp döpte alkemisterna. Oxider av de element som de kallade land. Oxider av ämnen i kalciumgruppen ger en alkalisk miljö till vatten.

Strontium, radium, barium, liksom det 20: e elementet finns emellertid inte bara i kombination med syre. I naturen finns mycket kalciumsalter. Den mest kända av dessa är kalcitmineralet. Den kolhaltiga formen av metallen är den ökända kritan, kalkstenen och gipsen. Var och en av dessa är kalciumkarbonat.

Det 20: e elementet har flyktiga föreningar. De målar flamman i orange-röd, vilket blir en av markörerna för bestämning av ämnen.

Alla jordalkalimetaller brinner lätt. Kalcium reagerar med syre, normala förhållanden är tillräckliga. Endast här i naturen finns elementet inte i sin rena form, endast i föreningarna.

Oxy-kalcium - filmen som täcker metallen, om den var i luften. Gulaktig blomma. Den innehåller inte bara standardoxider, men också peroxider och nitrider. Om kalcium inte är i luften, men i vatten, kommer det att förskjuta väte från det.

Samtidigt utfälls - kalciumhydroxid. Resterna av ren metall flyter till ytan, drivas av bubblor av väte. Samma system fungerar med syror. Med salt, till exempel, utgår kalciumklorid och väte frigörs.

Vissa reaktioner kräver förhöjda temperaturer. Om den når 842 grader kan kalcium smälta. Vid 1 484-x Celsius metall kokar.

Calciumlösning, liksom ett rent element, leder värme och elektrisk ström väl. Men om ämnet är väldigt varmt försvinner de metalliska egenskaperna. Det vill säga de har inte heller smält eller gasformigt kalcium.

I människor representeras elementet av både fasta och flytande aggregativa tillstånd. Det mjukade kalciumvattnet som finns närvarande i blodet tolereras lättare. Utanför benen är endast 1% av den 20: e substansen.

Men dess transport genom tyger spelar en viktig roll. Blodkalcium reglerar sammandragningen av muskler, inklusive hjärtens, och stöder normalt blodtryck.

Användning av kalcium

I sin rena form används metallen i blylegeringar. De går till batterinätningarna. Närvaron av kalcium i legeringen med 10-13% minskar självladdning av batterier. Detta är särskilt viktigt för stationära modeller. Lager är gjorda av en blandning av bly och det 20: e elementet. En av legeringarna kallas lager.

På bilden finns produkter som innehåller kalcium.

Alkalisk jordartsmetall sättes till stål för att rena legeringen från svavelföroreningar. De reducerande egenskaperna hos kalcium är användbara vid framställning av uran, krom, cesium, rubidium och zirkonium.

Vilket kalcium används i stålindustrin? Samma rena. Skillnaden i objektets syfte. Nu spelar han rollen som ett flöde. Detta är en tillsats till legeringar, vilket minskar temperaturen i deras bildning och underlättar separationen av slagg. Kalciumgranuler hälles i elektrovacuumapparater för att avlägsna spår av luft från dem.

Den 48: e isotopen av kalcium är efterfrågan på kärntekniska anläggningar. De producerar superheavy-element. Råmaterial erhålls vid nukleära acceleratorer. Dispergera dem med joner - ett slags projektiler. Om Ca48 verkar i sin roll ökar syntesens effektivitet hundratals gånger jämfört med användningen av joner av andra ämnen.

I optiken är det 20: e elementet redan värderat som en förening. Kalciumfluorid och tungstate blir linser, linser och prismor av astronomiska instrument. Det finns mineraler i laserteknik.

Kalciumfluorid kallas fluorit av geologer, och wolframid kallas scheelite. För den optiska industrin väljs deras enkla kristaller, det vill säga individuella, stora aggregat med ett kontinuerligt gitter och en klar form.

I medicinen är också inte ren metall förskriven, men substanser baserade på den. De är lättare att smälta av kroppen. Kalciumglukonat är det billigaste läkemedlet som används för osteoporos. Kalciummagnesium är förskrivet till tonåringar, gravida kvinnor och seniorer.

De behöver kosttillskott för att ge det ökade behovet av kroppen i det 20: e elementet, för att undvika utvecklingspatologier. Kalcium-fosformetabolism reglerar "Calcium D3". "D3" i produktens namn indikerar närvaron av D-vitamin i den. Det är sällsynt men nödvändigt för fullständig absorption av kalcium.

Instruktionerna för Calcium Nycomed3 indikerar att läkemedlet tillhör farmaceutiska formuleringar av kombinerad verkan. Detsamma gäller för kalciumklorid. Det kompenserar inte bara bristen på det 20: e elementet utan sparar också från förgiftning och kan även ersätta blodplasma. Vid vissa patologiska förhållanden är det nödvändigt.

På apotek är läkemedlet Kalcium-askorbinsyra också tillgängligt. Denna duet är ordinerad under graviditet, medan du ammar. Behöver tillägg och tonåringar.

Kalciumproduktion

Kalcium i livsmedel, mineraler, föreningar, kända för mänskligheten sedan antiken. I sin rena form isolerades metallen endast under 1808-året. Luck logit Humphry Davy. Engelska fysiker extraherade kalcium genom elektrolys av smälta salter av elementet. Denna metod används nu.

Men industrier brukar tyvärr använda den andra metoden som upptäckts efter Humphreys forskning. Kalcium reduceras från dess oxid. Reaktionen utlöses med aluminiumpulver, ibland kisel. Samverkan sker under vakuum vid förhöjda temperaturer. Kalcium isolerades först på detta sätt i mitten av förra seklet, i USA.

Kalciumpris

Det finns få tillverkare av metallisk kalcium. Så i Ryssland utförs utbudet huvudsakligen av Chapetsky Mechanical Plant. Han är i Udmurtia. Företaget säljer pellets, chips och klumpmetall. Priset för massor av råvaror är runt $ 1500.

Vissa kemiska laboratorier erbjuder också denna produkt, till exempel, det ryska kemistföreningen. Sist erbjuder 100g kalcium. Recensioner visar att det är ett pulver under olja. Kostnaden för ett paket är 320 rubel.

Förutom erbjudanden för att köpa äkta kalcium handlar de också online på affärsplaner för produktionen. För cirka 70 sidor av teoretiska beräkningar ber de om cirka 200 rubel. De flesta planerna upprättades 2015, det vill säga de har inte förlorat sin relevans än.

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

Kemiska och fysiska egenskaper hos kalcium, dess interaktion med vatten

Varför metall lagras i en förseglad burk

Dela på Twitter

Kalcium ligger i den fjärde huvudperioden, den andra gruppen, den huvudsakliga undergruppen, elementets ordinära tal är 20. Enligt det periodiska tabellen är atomviktskvoten 40,08. Formeln för den högsta oxiden är CaO. Kalcium har latinska namnet kalcium, därför är symbolen för elementets atom ca.

Kännetecken för kalcium som en enkel substans

Under normala förhållanden är kalcium en silvervit metall. Med hög kemisk aktivitet kan elementet bilda många föreningar av olika klasser. Elementet är värdefullt för tekniska och industriella kemiska synteser. Metall distribueras i stor skala i jordskorpan: dess andel är ca 1,5%. Kalcium tillhör gruppen av jordalkalimetaller: när de löses i vatten, ger det alkali, men i naturen finns det i form av flera mineraler och salter. Havsvatten innehåller kalcium i höga koncentrationer (400 mg / l).

Kännetecken för kalcium beror på strukturen hos dess kristallgitter. I detta element är det av två typer: kubiskt ansiktscentrerat och kroppscentrerat. Typen av bindning i kalciummolekylen är metallisk.

Naturliga kalciumkällor:

Fysikaliska egenskaper hos kalcium och metoder för framställning av metall

Under normala förhållanden är kalcium i aggregering i fast form. Metallen smälter vid 842 ° C. Kalcium är en bra elektrisk och termisk ledare. När den upphettas går den först till en vätska och sedan till ett ångtillstånd och förlorar dess metalliska egenskaper. Metallen är väldigt mjuk och skärs med en kniv. Det kokar vid 1484 ° С.

Under tryck förlorar kalcium dess metalliska egenskaper och förmåga att utföra. Men sedan återställs de metalliska egenskaperna och superledarens egenskaper manifesterar sig, flera gånger större än resten av elementen.

Kalcium under lång tid kunde inte erhållas utan föroreningar: på grund av hög kemisk aktivitet finns detta element inte i naturen i ren form. Element upptäcktes i början av XIX-talet. Kalcium som en metall syntetiserades först av den brittiska kemisten Humphry Davy. Forskaren upptäckte funktionerna i samspelet mellan smälta fasta mineraler och salter med elektrisk ström. Numera är elektrolysen av kalciumsalter (en blandning av kalcium- och kaliumklorider, en blandning av fluor och kalciumklorid) fortfarande den mest relevanta sätten att producera metall. Kalcium extraheras också från dess oxid med hjälp av aluminotermi, en metod som är vanlig vid metallurgi.

Kalsiumkemiska egenskaper

Kalcium är en aktiv metall som går in i många interaktioner. Under normala förhållanden reagerar den lätt, bildar motsvarande binära föreningar: med syre, halogener. Klicka här för att lära dig mer om kalciumföreningar. Vid uppvärmning, reagerar kalcium med kväve, väte, kol, kisel, bor, fosfor, svavel och andra ämnen. Utomhus samverkar det omedelbart med syre och koldioxid, därför är det täckt med grå blomning.

Reagerar våldsamt med syror, ibland brandfarliga. Kalsium uppvisar intressanta egenskaper i salter. Cave stalactites och stalagmiter är till exempel kalciumkarbonat, som gradvis bildas av vatten, koldioxid och bikarbonat som ett resultat av processer i grundvattnet.

På grund av den höga aktiviteten i det normala tillståndet lagras kalcium i laboratorier i en mörk förseglad glasbehållare under ett lager av paraffin eller fotogen. Högkvalitativ reaktion på kalciumjon - fläckfärg i en mättad tegelröd färg.

Det är möjligt att identifiera metallen i kompositionens sammansättning genom olösliga fällningar av vissa salter av elementet (fluor, karbonat, sulfat, silikat, fosfat, sulfit).

Kalciumvattenreaktion

Kalcium lagras i banker under ett lager av skyddande vätska. För att kunna genomföra ett experiment som visar hur reaktionen mellan vatten och kalcium inträffar kan man inte helt enkelt nå metallen och avskurna den önskade delen från den. Metallkalcium i laboratoriet är lättare att använda som chips.

Om det inte finns metallspån, och det finns bara stora bitar av kalcium i burken, kommer tång eller en hammare att krävas. Den färdiga delen av kalcium av önskad storlek placeras i en flaska eller ett glas vatten. Kalciumflisor placeras i disk i en gasväska.

Kalcium sänker sig till botten, och väteutvecklingen börjar (först på platsen där färskmetallbrottet befinner sig). Gradvis frigörs gas från ytan av kalcium. Processen liknar en våldsam koka, samtidigt som en utfällning av kalciumhydroxid (slakad kalk) former.

En bit av kalciumflottor, upptagen av bubblor av väte. Efter ca 30 sekunder löser kalciumet upp och vattnet blir matt och vit på grund av hydroxidsuspension. Om reaktionen utförs inte i ett glas, men i ett provrör kan värme observeras: provröret blir snabbt varmt. Kalciumreaktionen med vatten slutar inte med en spektakulär explosion, men interaktionen mellan de två substanserna fortskrider snabbt och ser spektakulärt ut. Erfarenheten är säker.

Om påsen med resterande kalcium tas ut ur vattnet och hålls i luften, kommer det efter en tid som en följd av den pågående reaktionen att uppstå stark uppvärmning och det kvarvarande vattnet i kammaren kommer att koka. Om en del av den grummade lösningen filtreras genom en tratt i ett glas, kommer den att passera CO пропуск ок genom en lösning av kolmonoxid. För att göra detta behöver du inte koldioxid - du kan blåsa utandningsluft i lösningen genom ett glasrör.

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

Kalcium och dess egenskaper

Kalcium är en silvermetall, först erhållen av forskaren Humphry Davy 1808 i England. Som en följd av processen med elektrolys av kvicksilveroxid och slakad kalk uppnådde kemisten kalciumamalgam.

I ren form erhölls substansen 1855. En kemisk reaktion utfördes, vilket gjorde det möjligt att avlägsna kvicksilver i substansens sammansättning, vilket medförde att metallen förblev i sin rena form. Den resulterande substansen kallades kalcium - "lim" på latin.

Kännetecken och egenskaper hos kalcium

Kalcium är på tredje plats bland de vanligaste kemiska elementen i naturen. Ämnet finns i bergskedjor (granit), havsvatten, lerstenar, förekommer i form av krita och kalksten. I levande organismer finns kalcium närvarande i sammansättningen av ben och tänder. Skorpan innehåller ca 3% av detta ämne.

Kalcium är en hård, duktig vit metall som brinner när den upphettas och reagerar aktivt på verkan av varmt vatten och luft. Smältpunkten är ca 840 ° C, med långvarig uppvärmning blir den till en vätska och sedan till ett ångtillstånd. Kokpunkten är ca 1480 ° C.

Kalciumens roll i människokroppen

• 99% av kalcium är i ben och tänder. Ämne är avgörande för skelettets normala bildning och funktion.
• Kalcium spelar en viktig roll i nervsystemet, påverkar excitabiliteten hos nervändamål och muskelkontraktion.
• Hjälper till att minska kolesterol genom att hämma processen för absorption av mättade fetter i tarmarna.
• Påverkar processen för blodkoagulering.
• Kalcium är cellens byggmaterial: för kärnor och membran.
• Det är nödvändigt för bukspottkörteln, sköldkörteln och könkörteln, binjurarna och hypofysen.

Det dagliga behovet av kroppen i denna makrocell är värdet - 1000-1500 mg för vuxna, 1500 mg för barn under 6 år, 700 mg för barn från 7 till 10 år.

Kalcium i mat

• Mjölkprodukter och hårda ostar (rekordhållaren för kalciumhalten är parmesanost).
• Nötter: pistaschmandlar, mandel, sesam.
• Grönsaker: bönor, gräslök, kål, spenat, sparris, broccoli.
• Persilja och dill.
• Bönor, linser.
• Fisk och skaldjur.

Det är viktigt! Kalcium måste intas i rätt förhållande fosfor (1 till 1,5). Det är lämpligt att använda mat som innehåller dessa makronäringsämnen samtidigt.

Kalsiumhaltiga livsmedel, såsom godis, stör kalciumabsorptionen. Kalciumbalans kan också störa konsumtionen av stora mängder rött kött, ägg, sockerbärande kolsyrade drycker, kaffe. Rökning och alkohol bidrar till aktivt avlägsnande av kalcium från kroppen. Processen för assimilering av kalcium är en komplicerad process, därför är det i närvaro av tecken på brist, ytterligare administrering rekommenderad.

Kalsiumbrist i människokroppen

Förutom att konsumera vissa livsmedel, kronisk njursvikt, blodsjukdomar, D-vitaminbrist, kan magnesium orsaka kalciumbrist. Dessutom observeras kalciumbrist ofta hos gravida och ammande kvinnor.

Symptom på kalciumbrist

• Kramper, Kramper och domningar i extremiteterna och fingrarna.
• sköra naglar;
• långsammare tillväxt i barn;
• ökad nervös irritabilitet, depression, hjärtklappning;
• tyngdförlust, illamående, aversion till mat;
• frekvent urinering, diarré.

Tecken på överflödigt kalcium i människokroppen - svår törst, illamående och kräkningar, generell svaghet, aptitlöshet. I en helt frisk person reglerar kroppen processerna för intag och konsumtion av ämnet, oftast observeras ett överskott av kalcium hos äldre, unga kvinnor och i närvaro av onkologiska och genetiska sjukdomar.

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

№20 Kalcium

Öppningshistorik:

Naturliga kalciumföreningar (krita, marmor, kalksten, gips) och produkterna av deras enklaste behandling (kalk) har varit kända för människor sedan antiken. 1808 analyserade den engelska kemisten Humphry Davy elektrolyserad fuktig limt kalk (kalciumhydroxid) med en kvicksilverkatod och fick kalciumamalgam (en kalciumlegering med kvicksilver). Från denna legering släppte kvicksilveret Davy ren kalcium.
Han föreslog också namnet på ett nytt kemiskt element, från latinska "calx", vilket betyder namnet kalksten, krita och andra mjuka stenar.

Att vara i naturen och få:

Kalcium är det femte mest omfattande elementet i jordskorpan (mer än 3%), bildar många stenar, varav många är baserade på kalciumkarbonat. Några av dessa bergarter är av organiskt ursprung (shell rock), som visar den viktiga rollen av kalcium i vilda djur. Naturligt kalcium är en blandning av 6 isotoper med masstal från 40 till 48, och för Ca 40 är det 97% av totalen. Kärnkalcium-isotoper har också erhållits genom kärnreaktioner, exempelvis radioaktiv Ca 45.
För att erhålla en enkel kalcium substans används elektrolys för att smälta dess salter eller aluminotermi:
4CaO + 2Al = Ca (AlO₂)₂ + 3ca

Fysiska egenskaper:

Silvergrå metall med en kubisk ansiktscentrerad gitter, betydligt hårdare än alkalimetaller. Smältpunkt 842 ° C, kokpunkt 1484 ° C, densitet 1,55 g / cm3. Vid höga tryck och temperaturer på ca 20 k passerar den i superledarens tillstånd.

Kemiska egenskaper:

Kalcium är inte lika aktivt som alkalimetaller, men det måste lagras under ett lager av mineralolja eller i tätt förseglade metallrullar. Redan vid vanlig temperatur reagerar den med syre och kväve av luft, liksom med vattenånga. Vid uppvärmning brinner den i luft med en röd-orange flamma, bildar en oxid med en blandning av nitrider. Liksom magnesium fortsätter kalcium i en atmosfär av koldioxid. Vid uppvärmning reagerar den med andra icke-metaller, bildande föreningar som inte alltid är uppenbara i kompositionen, till exempel:
Ca + 6B = CaB₆ eller Ca + P => Ca₃P₂ (såväl som CaP eller CaP₅)
I alla dess föreningar har kalcium ett oxidationstillstånd av +2.

De viktigaste föreningarna är:

Kalciumoxid CaO - ("bränd kalk") är en vit substans, en alkalisk oxid, reagerar kraftigt med vatten ("släckt") och blir hydroxid. Erhållen genom termisk sönderdelning av kalciumkarbonat.

Kalciumhydroxid Ca (OH)₂ - ("Slaked lime") är ett vitt pulver, något lösligt i vatten (0,16 g / 100 g), starkt alkaliskt. Lösningen ("kalkvatten") används för att detektera koldioxid.

Kalciumkarbonat CaCO₃ - Grunden för mest naturliga kalciummineraler (krita, marmor, kalksten, skalsten, kalcit, Island spar). I ren form är substansen vit eller färglös. kristaller, Vid upphettning (900-1000 C) sönderdelas, bildande kalciumoxid. Ej r-fälg, reagerar med syror, kan lösas i vatten mättat med koldioxid, omvandlas till kolväte: CaCO₃ + CO₂ + H₂O = Ca (HCO₃)₂. Den omvända processen leder till bildandet av kalciumkarbonatavsättningar, i synnerhet sådana formationer som stalaktiter och stalagmiter.
Det finns också i naturen som en del av dolomit CaCO₃* MgCO₃

Kalciumsulfat CaSO₄ - vit substans, i naturen, CaSO₄* 2H₂O ("gips", "selenit"). Den senare, med försiktig uppvärmning (180 ° C), går till CaSO₄* 0,5H₂O ("bränt gips", "alabaster") - vitt pulver, vid blandning igen med vatten, bildande CaSO₄* 2H₂O i form av ett fast, relativt hållbart material. Få lösliga i vatten, i överskott av svavelsyra kan lösas och bilda hydrosulfat.

Kalciumfosfat Ca₃(PO₄)₂ - ("Fosforit"), olöslig, under verkan av starka syror går till mer lösligt hydro- och dihydrofosfatkalcium. Råvaror för fosfor, fosforsyra, fosfatgödselmedel. Kalciumfosfater ingår också i sammansättningen av apatiter, naturliga föreningar med en approximativ formel Ca.₅[PO₄]₃Y, där Y = F, Cl eller OH respektive fluor, klor eller hydroxiapatit. Tillsammans med fosfat är apatiter en del av skelettet hos många levande organismer, inklusive och man.

Kalsiumfluoridkaf₂ - (naturligt: ​​"fluorit", "fluorspar"), olösligt i vitt. Naturliga mineraler har en mängd olika färger på grund av föroreningar. Den lyser i mörkret när den värms upp och när den utsätts för UV-ljus. Ökar fluiditeten ("smältbarhet") av slagg vid mottagandet av metaller, som står för dess användning som flöde.

Kalciumklorid-CaCl₂ - bestsv. Kristen. i-brunn p-Rimoe i vatten. Former kristallin CaCl₂* 6H₂O. Vattenfri ("smält") kalciumklorid är ett bra torkmedel.

Kalciumnitrat Ca (NO₃)₂ - ("Kalciumnitrat") färglös. Kristen. i-brunn p-Rimoe i vatten. Del av de pyrotekniska kompositionerna, vilket ger flammen en röd-orange färg.

Kalciumkarbid Caі₂ - reagerar med vatten, till-tami som bildar acetylen, t.ex.₂ + H₂O = C₂H₂ + Ca (OH)₂

Användning:

Kalciummetall används som ett starkt reduktionsmedel vid framställning av vissa hårdmetallmetaller ("kalcium-termium"): krom, REE, thorium, uran och andra. överskott av kol.
Kalcium används också för att binda små mängder syre och kväve i produktionen av högvakuum och inert gasrening.
Neutron-överskott 48 Cajoner används för att syntetisera nya kemiska element, till exempel Element No. 114, Flerovia >>. En annan kalciumisotop, 45 Ca, används som en radioaktiv märkning i studier av kalciumbiologiska roll och dess migrering i miljön.

Huvudområdet för användning av många kalciumföreningar är produktion av byggmaterial (cement, byggnadsblandningar, gipsmur etc.).

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

kalcium

Kalcium / kalcium (Ca), 20

1,00 (Pauling skala)

1757 K; 1483,85 ° C

Innehållet

Namnets historia och ursprung [redigera]

Elementets namn är härledd från lat. calx (genitiv calcis) - "lime", "mjuk sten". Det föreslogs av den engelska kemisten Humphry Davy, som år 1808 isolerade elektrolytkalciummetall. Davy elektrolyserade en blandning av fuktig hydratiserad kalk med kvicksilveroxid HgO på en platinplatta, vilken var anoden. Katoden var platinatråd nedsänkt i flytande kvicksilver. Som ett resultat av elektrolys erhölls kalciumamalgam. Körning av kvicksilver ut ur det, Davy fick en metall kallad kalcium.

Kalciumföreningar - kalksten, marmor, gips (såväl som kalk - produkten av kalkstenförbränning) användes inom byggbranschen för flera tusen år sedan. Fram till slutet av 1700-talet ansåg kemisterna att kalk var en enkel kropp. År 1789 föreslog A. Lavoisier att kalk, magnesia, barit, aluminiumoxid och kiseldioxid var komplexa ämnen.

Att vara i naturen [redigera]

På grund av den höga kemiska aktiviteten av kalcium i fri form i naturen förekommer inte.

Andelen kalcium står för 3,38% av jordskorpans massa (5: e plats i prevalensen efter syre, kisel, aluminium och järn). Elementhalten i havsvatten är 400 mg / l [4].

Isotoper [redigera]

Kalcium finns i naturen som en blandning av sex isotoper: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca och 48 Ca, bland vilka de vanligaste - 40 Ca - är 96,97%. Kalciumkärnor innehåller det magiska antalet protoner: Z = 20. Isotoperna 40 20 Ca 20 och 48 20 Ca 28 är två av de fem dubbelt magiska kärnorna i naturen.

Av de sex naturliga kalciumisotoperna är fem stabila. Den sjätte isotopen 48 Ca, den tyngsta av de sex och mycket sällsynta (dess isotopiska överflöd är bara 0,187%), upplever en dubbel beta-sönderfall med halveringstid (4,39 ± 0,58) · 10 19 år [5] [6] [ 7].

I stenar och mineraler [redigera]

Det mesta av kalciumet finns i sammansättningen av silikater och aluminosilikater av olika stenar (graniter, gneisser, etc.), särskilt i fältspar - anorthit Ca [Al₂si₂O₈].

I form av sedimentära bergarter representeras kalciumföreningarna av krita och kalksten, som huvudsakligen består av kalcitmineralet (CaCO₃). Den kristallina formen av kalcit - marmor - finns i naturen mycket mindre ofta.

Kalciummineraler såsom kalcit CaCO är ganska vanliga.₃, anhydrit CaSO₄, Alabaster CaSO₄· 0,5H₂O och Gips CaSO₄2H₂O, fluorit CaF₂, Apatit Ca₅(PO₄)₃(F, Cl, OH) Dolomite MgCO₃· CaCO₃. Närvaron av kalcium- och magnesiumsalter i naturligt vatten bestämmer hårdheten.

Kalcium, som kraftigt migrerar i jordskorpan och ackumuleras i olika geokemiska system, bildar 385 mineraler (fjärde plats när det gäller antalet mineraler).

Migration i skorpan [redigera]

I den naturliga migrationen av kalcium spelar "karbonatjämvikten" en viktig roll som är förknippad med en reversibel reaktion av interaktionen mellan kalciumkarbonat och vatten och koldioxid för att bilda lösligt bikarbonat:

(jämvikt skiftas åt vänster eller höger beroende på koncentrationen av koldioxid).

Biogen migration spelar en stor roll.

I biosfären [redigera]

Kalciumföreningar finns i nästan alla djur- och växtvävnader (se nedan). En betydande mängd kalcium är en del av levande organismer. Så, hydroxiapatit Ca₅(PO₄)₃OH eller, i en annan post, 3Ca₃(PO₄)₂· Ca (OH)₂ - Grunden för benvävnad hos ryggradsdjur, inklusive människor; kalciumkarbonat CaCO₃ Skal och skal av många ryggradslösa djur, äggskal, etc., är sammansatta. I levande vävnader hos människor och djur, 1,4-2% Ca (med massfraktion); I kroppen hos en person som väger 70 kg är kalciumhalten ca 1,7 kg (huvudsakligen i sammansättningen av den intercellulära substansen i benvävnad).

Motta [redigera]

Fri metallisk kalcium erhålles genom elektrolys av en smält bestående av CaCl₂ (75-80%) och KCl eller från CaCl₂ och CaF₂, såväl som aluminoterm reduktion av CaO vid 1170-1200 ° C:

Fysiska egenskaper [redigera]

Kalciummetall existerar i två allotropa modifikationer. Upp till 443 ° C, a-Ca är stabil med en kubisk ansiktscentrerad gitter (parameter a = 0,558 nm), p-Ca med en kubisk kroppscentrerad a-Fe-typ (parameter a = 0,488 nm) är högre. Standard entalpien av a → p-övergången är 0,93 kJ / mol.

Med en gradvis ökning av trycket börjar man visa egenskaperna hos en halvledare, men blir inte en halvledare i ordets fulla bemärkelse (metallen är inte heller). Med en ytterligare tryckökning återgår den till metalltillståndet och börjar visa supraledande egenskaper (superlednings-temperaturen är sex gånger högre än kvicksilverhalten och överstiger alla andra ledningsegenskaper). Kalcens unika beteende är i många avseenden lika med strontium (det vill säga parallellerna i det periodiska bordet bevaras) [8].

Kemiska egenskaper [redigera]

Kalcium är en typisk jordalkalimetall. Kalciumkemisk aktivitet är hög, men lägre än tungare jordalkalimetaller. Det är lätt att interagera med syre, koldioxid och luftfuktighet. Därför är ytan av metallkalcium vanligtvis matt, så att kalcium vanligtvis lagras i laboratoriet, som andra jordalkalimetaller, i en tätt stängd burk under ett lager av petroleum eller flytande paraffin.

I en serie av standardpotentialer ligger kalcium till vänster om väte. Den normala elektrodpotentialen för Ca 2+ / Ca 0 -2,84 V-paret, så att kalcium reagerar aktivt med vatten men utan tändning:

Kalcium reagerar med aktiva icke-metaller (syre, klor, brom, jod) under normala förhållanden:

När det värms upp i luft eller i syre, tänder kalcium och brinner med en röd flamma med en orange tipp ("tegelröd"). Med mindre aktiva icke-metaller (väte, bor, kol, kisel, kväve, fosfor och andra) reagerar kalcium när det upphettas, till exempel:

Förutom de resulterande i dessa reaktioner är kalciumfosfid Ca₃P₂ och kalciumsilikid Ca₂Si, även kända kalciumfosfidföreningar CaR och CaR₅ och kalciumsilicider av CaSi, Ca-föreningar₃si₄ och CaSi₂.

Förloppet av ovanstående reaktioner är i regel åtföljt av frisättning av en stor mängd värme. I alla föreningar med icke-metaller är graden av kalciumoxidation +2. De flesta kalciumföreningarna med icke-metaller sönderdelas enkelt med vatten, till exempel:

Ca 2+ -jonen är färglös. När lösliga kalciumsalter läggs till flamma, vänds flamman till tegelröd.

Viktigt är att, till skillnad från kalciumkarbonat, CaCO₃, surt kalciumkarbonat (bikarbonat) Ca (HCO₃)₂ lösligt i vatten. I naturen leder detta till följande processer. När kallt regnvatten eller flodvatten, mättat med koldioxid, penetrerar jorden och faller på kalkstenen, observeras deras upplösning och på samma ställen där vattenmättat med kalciumbikarbonat når jordens yta och värms av solljus uppträder omvänd reaktion.

Så i naturen finns det en överföring av stora massor av ämnen. Som ett resultat kan stora karsthålor och dips bildas under marken, och vackra sten "istappar" - stalaktiter och stalagmiter - bildar sig i grottorna.

Närvaron av upplöst kalciumbikarbonat i vatten bestämmer i stor utsträckning den tillfälliga hårdheten hos vatten. Tillfälligt kallas det för att när kokande vattenbikarbonat sönderdelas och fäller ut CaCO₃. Detta fenomen leder till exempel till att skalan byggs upp över tid i en vattenkokare.

Ansökan [redigera]

Huvudanvändningen av metallisk kalcium är att använda det som ett reduktionsmedel vid framställning av metaller, särskilt nickel, koppar och rostfritt stål. Kalcium och dess hydrid används också för att producera hårdmetall, som krom, torium och uran. Legeringar av kalcium med bly används i batterier och lagerlegeringar. Kalciumgranuler används också för att avlägsna spår av luft från vakuumanordningar. Ren kalciummetall används ofta i metallotermi vid framställning av sällsynta jordartsmetaller [9].

Kalcium används ofta i metallurgi för att desoxidera stål tillsammans med aluminium eller i kombination med det. Utanför ugnsbehandling med kalciumhaltiga trådar upptar en ledande plats på grund av kalciums multifaktoriska effekt på smältets fysikalisk-kemiska tillstånd, makro- och mikrostrukturen hos metallen, metallprodukternas kvalitet och egenskaper och utgör en integrerad del av stålproduktionstekniken [10]. I modern metallurgi används injektionsvätska för att införa kalcium i smältan, vilket är kalcium (ibland silikokalcium eller aluminiumkalcium) i form av pulver eller pressad metall i en stålmantel. Tillsammans med deoxidering (avlägsnande av syre upplöst i stål) möjliggör användningen av kalcium det möjligt att erhålla icke-metalliska ingrepp som är gynnsamma i naturen, sammansättningen och formen, vilka inte förstörs under ytterligare tekniska operationer [11].

48 Ca-isotopen är ett av de mest effektiva och användbara materialen för framställning av superheavy-element och upptäckten av nya element i det periodiska systemet. Detta beror på det faktum att kalcium-48 är en dubbel magisk kärna [12], därför möjliggör dess stabilitet att den är tillräckligt neutronrik för en ljuskärna; syntesen av superheavy-kärnor kräver ett överskott av neutroner.

Biologisk roll [redigera]

Kalcium är en vanlig makrocell i kroppen av växter, djur och människor. Hos människor och andra ryggradsdjur ligger det mesta i skelett och tänder. Kalcium i ben är i form av hydroxiapatit [13]. "Skelett" hos de flesta grupper av ryggradslösa djur (svampar, koralpolyper, blötdjur, etc.) består av olika former av kalciumkarbonat (kalk). Kalciumjoner är involverade i blodkoagulationsprocesser och fungerar också som en av de universella sekundära mediatorerna i cellerna och reglerar en mängd olika intracellulära processer - muskelkontraktion, exocytos, inklusive utsöndring av hormoner och neurotransmittorer. Kalciumkoncentrationen i cytoplasman hos humana celler är omkring 10 -4 mmol / l, i de intercellulära vätskorna ca 2,5 mmol / l.

Behovet av kalcium beror på ålder. För vuxna i åldrarna 19-50 år och barn 4-8 år med dagligt behov (RDA) är 1000 mg [14] (ingår i cirka 790 ml mjölk med en fetthalt av 1% [15]) och för barn i åldern 9 till 18 år inklusive - 1300 mg per dag [14] (ingår i cirka 1030 ml mjölk med en fetthalt av 1% [15]). Vid tonåren är intaget av tillräckliga mängder kalcium väldigt viktigt på grund av skelettets intensiva tillväxt. Enligt forskning i USA uppnår dock bara 11% av tjejerna och 31% av pojkarna 12-19 år sina behov [16]. I en balanserad diet går det mesta av kalcium (ca 80%) i barnets kropp med mejeriprodukter. Återstående kalcium är i spannmål (inklusive fullkornsbröd och bovete), baljväxter, apelsiner [källa ej specificerad 984 dagar], grönsaker [källa ej specificerad 984 dagar], nötter. Kalciumabsorption i tarmen sker på två sätt: genom tarmceller (transcellulärt) och intercellulärt (paracellulärt). Den första mekanismen medieras av verkan av den aktiva formen av vitamin D (kalcitriol) och dess intestinala receptorer. Det spelar en viktig roll vid lågt och måttligt kalciumintag. Med ett högre kalciuminnehåll i kosten börjar intercellulär absorption spela en viktig roll, som är förknippad med en stor gradient av kalciumkoncentration. På grund av den transcellulära mekanismen absorberas kalcium i större utsträckning i duodenum (på grund av den högsta koncentrationen av receptorer i kalcitriol där). På grund av den intercellulära passiva överföringen är kalciumabsorptionen mest aktiv i alla tre delarna i tunntarmen. Laktos (mjölksocker) bidrar till paracellulär absorption till kalcium.

Kalciumabsorption hindras av vissa djurfetter [17] (inklusive komjölkfett och bifftal, men inte svin) och palmolja. De palmitiska och steariska fettsyrorna som ingår i dessa fetter är klyvda av vid matsmältning i tarmarna och tätt binda kalcium, vilket bildar kalciumpalmitat och kalciumstearat (olöslig tvål) [18]. I form av denna tvål med en stol förloras både kalcium och fett. Denna mekanism är ansvarig för att minska kalciumabsorptionen [19] [20] [21], reducera benmineralisering [22] och minska indirekta indikatorer på deras styrka [23] [24] hos spädbarn när man använder palmeoljebaserad spädbarnsformel (palmeolein). I sådana barn är bildandet av kalciumsålar i tarmen associerat med en komprimering av avföring [25] [26], en minskning av frekvensen [25], liksom frekventare upprepning [27] och kolik [24].

Koncentrationen av kalcium i blodet på grund av dess betydelse för ett stort antal vitala processer är justerat och med rätt näring och adekvat intag av magera mjölkprodukter och D-vitaminbrist uppstår inte. Långvarig brist på kalcium och / eller D-vitamin i kosten leder till en ökad risk för osteoporos och i barndomen orsakar rickets.

Överdriven dos av kalcium och D-vitamin kan orsaka hyperkalcemi. Den maximala säkra dosen för vuxna mellan 19 och 50 år är 2500 mg per dag [28] (cirka 340 g Edamost [29]).

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

kalcium

Allmän information och metoder för att erhålla

Kalcium (Ca) är en silvervit metall. Öppet av den engelska kemisten Davy 1808, men i sin rena form erhölls endast 1855 av Bunsen och Matissen genom elektrolys av smält kalciumklorid. En industriell metod för framställning av kalcium utvecklades av Zouter och Red Lih 1896 vid Rathenau-fabriken (Tyskland). 1904 började den första kalciumfabriken fungera vid Bitterfel de.

Elementet fick sitt namn från Latin Calx (calcis) - Lim.

Kalciumhalten i jordskorpan är 3,60% (i vikt).

I det fria tillståndet i naturen förekommer inte. Ingår i sedimentära och metamorfa bergarter. De vanligaste karbonatstenarna (kalksten, krita). Dessutom finns kalcium i många mineraler: gips, kalcit, dolomit, marmor, etc.

I kalksten finns minst 40% kalciumkarbonat, i kalcit - 56% CaO, i dolomit - 30,4% CaO, i gips - 32,5% CaO. Kalcium finns i mark och havsvatten (0,042%).

Metallkalcium och dess legeringar framställs genom elektrolytiska och metalloterma metoder. Elektrolytiska metoder är baserade på elektrolys av smält kalciumklorid. Den resulterande metallen innehåller CaCl₂, Därför smälter den ner och destilleras för att erhålla kalcium av hög renhet. Båda processerna utförs i vakuum.

Kalcium erhålls även genom förfarandet för aluminoterm reduktion i vakuum, såväl som termisk dissociation av kalciumkarbid.

Atomegenskaper. Atomnummer 20, atommassa 40,08 a. e. m. atomvolym 26,20 • 10 _6 m 3 / mol, atomradie 0,197 nm, jonisk radie (Ca 2+) 0,104 nm Konfiguration av yttre elektronskal Sp e 4A 2. Värdena för joniseringspotentialerna hos atomer / (eV): 6,111; 11,87; 51,21. Elektronegativitet 1.0. Kristallgitter c. sedan perioden a = 0,556 nm (koordinationsnummer 12), som passerar ca 460 ° С till hexagonal med a = 0,488 nm (koordinationsnummer 6; 6). Kristallgitterets energi är 194,1 mJ / kmol.

Naturligt kalcium består av en blandning av sex stabila isotoper (40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca, 48 Ca), varav 40 Ca (96,97%) är den vanligaste. De återstående isotoperna (39 Ca, Ca, 45 Ca, 47 Ca och 49 Ca) har radioaktiva egenskaper och kan erhållas konstgjort.

Effektiv termisk neutronavskiljningstvärsnitt av 0,44 * 10-28 m 2. Elektronfunktionsfunktion cp = 2,70-n 2,80 eV. Elektronfunktionsfunktionen för (100) ytan av en enkristal på 2,55 eV.

Densitet. Tätheten av kalcium vid 20 ° С är p = 1,540 Mg / m3 och vid 480 ° С är det 1,520 Mg / m3 och vätskan (865 ° С) är 1,365 Mg / m3.

Den normala elektrodpotentialen för reaktionen Ca-2e ^ = Ca2 + cp = -2,84 V. I föreningar är oxidationstillståndet +2.

Kalcium är ett kemiskt väldigt aktivt element, förskjuter nästan alla metaller från deras oxider, sulfider och halogenider. Samverkar långsamt med kallt vatten, medan väte utvecklas, i den heta ZVde-hydroxiden bildas. Kalcium reagerar inte med torr luft vid rumstemperatur, när den upphettas till 300 ° C och över den är mycket oxiderad och med ytterligare upphettning, särskilt i närvaro av syre, antänds den för att bilda CaO; bildningsvärme₀j = 635,13 kJ / mol.

Vid interaktion med väte vid 300-400 ° C bildas kalciumhydrid CaH₂ (AH₀br = 192,1 kJ / mol), med syre är stark, inklusive högtemperaturföreningen CaO. Fosforkalcium bildar en stabil och hållbar Ca-förening.₃P₂, och med kol - CaC karbid₂. Det interagerar med fluor, klor, brom och jod som bildar CaF ₂, SAS1₂, SaVg₂, CA1₂. När kalcium upphettas med svavel bildas CaS-sulfid, med kisel bildas kalciumsilikider. ₂ Si, CaSi och CaSi ₂.

Koncentrerad salpetersyra och en koncentrerad lösning av NaOH interagerar svagt med kalcium och späds salpetersyra snabbt. I stark svavelsyra är kalcium täckt med en skyddande film CaSO₄, vilket förhindrar ytterligare interaktion; utspädd H ₂ S 0₄ svag effekt, utspädd saltsyra - starkt.

Kalcium interagerar med de flesta metaller för att bilda fasta lösningar och kemiska föreningar.

Normal elektronisk potential f₀ = -2,84 V. Den elektrokemiska ekvivalenten 0,20767 mg / Cl.

På grund av kalciumets höga plasticitet kan det vara podverat behandling av tryck av alla slag. Vid 200-460 ° C är den välpressad, rullad till plåtar, smidda, tråd och andra halvfabrikat erhålls enkelt från den. Kalcium bearbetas väl genom skärning (vridning, borrning och andra maskiner).

Användningen av metallisk kalcium på grund av sin höga kemiska aktivitet. Eftersom kalcium kan kombineras kraftigt vid förhöjda temperaturer med alla utom de inerta gaserna, används den för industriell rening av argon och helium, och även som getter i högvakuumanordningar såsom elektroniska rör etc.

Vid metallurgi används kalcium som desoxideringsmedel och avsvavlingsmedel för stål; vid rengöring av bly och tenn från vismut och antimon; som reduktionsmedel vid framställning av eldfasta sällsynta metaller med hög affinitet för syre (zirkonium, titan, tantal, niob, torium, uran, etc.); som legeringsadditiv för bly-kalciumbabbits för att öka sina mekaniska och anti-friktionsegenskaper

Bly legering med 0,04% Ca har högre hårdhet jämfört med ren bly. Små kalciumtillskott (0,1%) ökar krypmotståndet. Kalciumlegering (upp till 70%) med zink används för framställning av skumbetong.

Kalciumligaturer med kisel och mangan, med aluminium och kisel används i stor utsträckning som deoxideringsmedel och tillsatser vid framställning av lättlegeringar.

Additiva kalciumlithiumligaturer i små kvantiteter till järnbaserade legeringar (gjutjärn, kol och specialstål) ökar deras fluiditet och markant ökar hårdheten och temporärt motstånd.

Kalciumföreningar används ofta. Således används kalciumoxid i glasproduktion, för foderugnar, för framställning av hydratiserad kalk. Kalciumhydrosulfit används vid tillverkning av konstgjorda fibrer och för rening av kolgas.

Blekmedel används som ett "blekmedel i textil- och pappersindustrin, liksom ett desinfektionsmedel. Kalciumperoxid används för att förbereda hygieniska och kosmetiska preparat samt tandkräm. Kalciumsulfid används för att erhålla fosforiserande preparat och i läderindustrin för Kalcium-arsenföreningarna är giftiga och farliga. De används för att döda jordbruksskadedjur. Kalciumfosforföreningar och cyanider. Kalciumider används för att producera gödselmedel (superfosfat, kvävegödselmedel etc.). Mineraler som marmor, gips, kalksten, dolomit etc. används ofta.

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