Sve o hemiji kalcijuma. Kalcijum (Ca, Kalcijum). Cikloni pepela iz škriljaca

Kalcijum

KALCIJUM-I; m.[od lat. calx (calcis) - kreč] Hemijski element (Ca), srebrni metal bijele boje, koji je dio krečnjaka, mramora itd.

◁ Kalcijum, th, th. K soli.

kalcijum

(lat. Kalcijum), hemijski element II grupe periodnog sistema, pripada zemnoalkalnim metalima. Naziv od lat. calx, genitiv calcis - kreč. Srebrno-bijeli metal, gustina 1,54 g/cm 3, t pl 842ºC. Na normalnim temperaturama lako oksidira na zraku. Po rasprostranjenosti u zemljinoj kori zauzima 5. mjesto (minerali kalcit, gips, fluorit itd.). Kao aktivno redukciono sredstvo, koristi se za dobijanje U, Th, V, Cr, Zn, Be i drugih metala iz njihovih jedinjenja, za deoksidaciju čelika, bronze itd. Uključen je u sastav antifrikcionih materijala. Jedinjenja kalcijuma koriste se u građevinarstvu (kreč, cement), preparati kalcijuma - u medicini.

KALCIJUM

KALCIJUM (lat. Calcium), Ca (čitaj "kalcijum"), hemijski element sa atomskim brojem 20, nalazi se u četvrtom periodu u grupi IIA periodnog sistema Mendeljejevljevih elemenata; atomska masa 40.08. Pripada broju zemnoalkalnih elemenata (cm. ZEMNOALKALNI METALI).
Prirodni kalcijum se sastoji od mješavine nuklida (cm. NUKLID) sa masenim brojevima 40 (u mješavini mase 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) i 46 (0,003%). Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja 4 s 2 . U skoro svim jedinjenjima, oksidaciono stanje kalcijuma je +2 (valentnost II).
Radijus neutralnog atoma kalcija je 0,1974 nm, polumjer Ca 2+ jona je od 0,114 nm (za koordinacijski broj 6) do 0,148 nm (za koordinacijski broj 12). Sekvencijalne energije jonizacije neutralnog atoma kalcijuma su 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 i 84,5 eV, respektivno. Na Paulingovoj skali, elektronegativnost kalcijuma je oko 1,0. IN slobodnoj formi kalcijum je srebrno bijeli metal.
Istorija otkrića
Jedinjenja kalcijuma se nalaze svuda u prirodi, tako da ih je čovječanstvo upoznalo od davnina. Kreč se već dugo koristi u građevinskoj industriji. (cm. LIME)(živi kreč i gašeni), koji se dugo vremena smatrao jednostavnom materijom, "zemljom". Međutim, 1808. godine engleski naučnik G. Davy (cm. DEVI Humphrey) uspeo da dobije novi metal od kreča. Da bi to učinio, Davy je podvrgao elektrolizi mješavinu blago navlaženog gašenog vapna sa živinim oksidom i izolirao novi metal iz amalgama nastalog na živinoj katodi, koji je nazvao kalcij (od latinskog calx, genus case calcis - vapno). U Rusiji se neko vrijeme ovaj metal zvao "krečnjak".
Biti u prirodi
Kalcijum je jedan od najzastupljenijih elemenata na zemlji. On čini 3,38% mase zemljine kore (5. mesto po obilju posle kiseonika, silicijuma, aluminijuma i gvožđa). Zbog visoke hemijske aktivnosti kalcijum u slobodnom obliku u prirodi nije pronađen. Većina kalcijuma se nalazi u silikatima. (cm. SILIKATI) i aluminosilikati (cm. ALUMOSILIKATI) razne stijene(graniti (cm. GRANIT), gnajsovi (cm. GNEISS) i tako dalje.). As sedimentnih stijena jedinjenja kalcija su predstavljena kredom i krečnjakom, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita (cm. KALCIT)(CaCO3). Kristalni oblik kalcita - mermer - se u prirodi nalazi mnogo rjeđe.
Minerali kalcijuma kao što je krečnjak su prilično rasprostranjeni. (cm. KRAČNJAK) SaCO 3 , anhidrit (cm. ANHIDRIT) CaSO 4 i gips (cm. GIGPS) CaSO 4 2H 2 O, fluorit (cm. FLUORIT) CaF 2 , apatit (cm. APATITE) Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomit (cm. DOLOMIT) MgCO 3 CaCO 3. Prisustvo soli kalcija i magnezija u prirodnoj vodi određuje njenu tvrdoću. (cm. TVRDOĆA VODE). Značajna količina kalcijuma je deo živih organizama. Dakle, hidroksilapatit Ca 5 (PO 4) 3 (OH), ili, u drugom unosu, 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca (OH) 2 - osnova koštanog tkiva kičmenjaka, uključujući ljude; ljuske i ljuske mnogih beskičmenjaka, ljuske jaja itd. su napravljene od kalcijum karbonata CaCO 3.
Potvrda
Metalni kalcijum se dobija elektrolizom taline koja se sastoji od CaCl 2 (75-80%) i KCl ili od CaCl 2 i CaF 2, kao i aluminotermnom redukcijom CaO na 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Fizički i Hemijska svojstva
Metalni kalcijum postoji u dva dela alotropske modifikacije(vidi Alotropija (cm. ALOTROPIJA)). Do 443 °C, a-Ca sa kubičnom lice-centriranom rešetkom je stabilan (parametar a = 0,558 nm), viši b-Ca je stabilan sa kubičnom tijelo centriranom rešetkom tipa a-Fe (parametar a = 0,448 nm). Tačka topljenja kalcijuma je 839 ° C, tačka ključanja je 1484 ° C, gustina je 1,55 g / cm 3.
Hemijska aktivnost kalcijuma je visoka, ali niža od svih ostalih zemnoalkalnih metala. Lako reaguje sa kiseonikom, ugljen-dioksidom i vlagom u vazduhu, zbog čega je površina metalnog kalcijuma obično mutno siva, pa se u laboratoriji kalcijum obično skladišti, kao i drugi zemnoalkalni metali, u dobro zatvorenoj tegli ispod sloja. kerozina.
U nizu standardnih potencijala, kalcijum se nalazi lijevo od vodonika. Standardni elektrodni potencijal para Ca 2+ /Ca 0 je -2,84 V, tako da kalcijum aktivno reaguje sa vodom:
Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2.
Sa aktivnim nemetalima (kiseonik, hlor, brom), kalcij reaguje u normalnim uslovima:
2Ca + O 2 \u003d 2CaO; Ca + Br 2 \u003d CaBr 2.
Kada se zagrije na zraku ili kisiku, kalcij se zapali. Sa manje aktivnim nemetalima (vodikom, borom, ugljikom, silicijumom, dušikom, fosforom i drugima), kalcij stupa u interakciju kada se zagrijava, na primjer:
Ca + H 2 \u003d CaH 2 (kalcijum hidrid),
Ca + 6B = CaB 6 (kalcijum borid),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (kalcijum nitrid)
Ca + 2C \u003d CaC 2 (kalcijum karbid)
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (kalcijum fosfid), poznati su i kalcijum fosfidi sastava CaP i CaP 5;
Poznati su i 2Ca + Si \u003d Ca 2 Si (kalcijum silicid), kalcijum silicidi sastava CaSi, Ca 3 Si 4 i CaSi 2.
Tijek gore navedenih reakcija u pravilu je praćen oslobađanjem velike količine topline (tj. ove reakcije su egzotermne). U svim jedinjenjima sa nemetalima, oksidaciono stanje kalcijuma je +2. Većina spojeva kalcija s nemetalima lako se razgrađuje vodom, na primjer:
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2,
Ca 3 N 2 + 3H 2 O \u003d 3Ca (OH) 2 + 2NH 3.
Kalcijum oksid je obično bazičan. U laboratoriji i tehnologiji dobija se termičkom razgradnjom karbonata:
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2.
Tehnički kalcijum oksid CaO naziva se živo vapno.
Reaguje sa vodom da formira Ca (OH) 2 i oslobađa veliku količinu toplote:
CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2.
Ca (OH) 2 dobijen na ovaj način obično se naziva gašeno vapno ili krečno mleko (cm. LIMENO MLIJEKO) zbog činjenice da je rastvorljivost kalcijum hidroksida u vodi niska (0,02 mol/l na 20°C), a kada se doda u vodu, formira se bijela suspenzija.
Kada je u interakciji s kiselim oksidima, CaO stvara soli, na primjer:
CaO + CO 2 \u003d CaCO 3; CaO + SO 3 \u003d CaSO 4.
Ca 2+ jon je bezbojan. Kada se u plamen dodaju kalcijumove soli, plamen postaje ciglano crven.
Kalcijumove soli kao što su CaCl 2 hlorid, CaBr 2 bromid, CaI 2 jodid i Ca(NO 3) 2 nitrat su visoko rastvorljive u vodi. CaF 2 fluorid, CaCO 3 karbonat, CaSO 4 sulfat, Ca 3 (PO 4) 2 prosječni ortofosfat, CaC 2 O 4 oksalat i neki drugi su nerastvorljivi u vodi.
Važna je činjenica da je, za razliku od prosječnog kalcijum karbonata CaCO 3, kiseli kalcijum karbonat (hidrokarbonat) Ca (HCO 3) 2 rastvorljiv u vodi. U prirodi to dovodi do pratećim procesima. Kada hladna kišnica ili riječna voda, zasićena ugljičnim dioksidom, prodre pod zemlju i padne na krečnjake, uočava se njihovo otapanje:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2.
Na istim mjestima gdje voda zasićena kalcijum bikarbonatom izlazi na površinu zemlje i zagrijava se sunčeve zrake, dešava se obrnuta reakcija:
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Dakle, u prirodi postoji prijenos velikih masa tvari. Kao rezultat toga, pod zemljom se mogu formirati ogromni padovi (vidi Karst (cm. krš (prirodni fenomen))), a u pećinama se formiraju prekrasne kamene "leđice" - stalaktiti (cm. STALAPTITI (mineralne formacije)) i stalagmitima (cm. STALAGMITI).
Prisustvo rastvorenog kalcijum bikarbonata u vodi u velikoj meri određuje privremenu tvrdoću vode. (cm. TVRDOĆA VODE). Naziva se privremenim jer kada se voda prokuva, bikarbonat se razgrađuje, a CaCO 3 taloži. Ova pojava dovodi, na primjer, do činjenice da se kamenac stvara u kotliću s vremenom.
Upotreba kalcijuma i njegovih spojeva
Metalni kalcij se koristi za metalotermnu proizvodnju uranijuma (cm. Uranijum (hemijski element)), torijum (cm. TORIJA), titanijum (cm. TITAN (hemijski element)), cirkonijum (cm. CIRKONIJ), cezijum (cm. CEZIJUM) i rubidijum (cm. RUBIDIJUM).
Prirodna jedinjenja kalcija se široko koriste u proizvodnji veziva (cement (cm. CEMENT), gips (cm. GIGPS), kreč, itd.). Vezivno dejstvo gašenog vapna zasniva se na činjenici da kalcijum hidroksid vremenom reaguje sa ugljen-dioksidom u vazduhu. Kao rezultat tekuće reakcije nastaju igličasti kristali CaCO3 kalcita, koji prerastaju u obližnje kamenje, cigle i druge građevinske materijale i, takoreći, spajaju ih u jedinstvenu cjelinu. Kristalni kalcijum karbonat - mermer - fino završni materijal. Kreda se koristi za krečenje. U proizvodnji sirovog željeza troše se velike količine krečnjaka, jer omogućavaju prenošenje vatrostalnih nečistoća željezne rude (na primjer, kvarc SiO 2) u trosku relativno niskog taljenja.
As dezinfekciono sredstvo veoma efikasan izbeljivač (cm. PRAŠAK ZA IZBJELJIVANJE)- "izbjeljivač" Ca(OCl)Cl - miješani hlorid i kalcijum hipohlorit (cm. KALCIJUM HIPOHLORIT) sa velikom oksidacionom moći.
Široko se koristi i kalcijum sulfat, koji postoji i u obliku bezvodnog jedinjenja i u obliku kristalnih hidrata - takozvanog "poluvodenog" sulfata - alabastra (cm. ALEVIZ FRYAZIN (milanski)) CaSO 4 0,5H 2 O i dvovodni sulfat - gips CaSO 4 2H 2 O. Gips se široko koristi u građevinarstvu, u vajarstvu, za izradu štukature i raznih umjetničkih proizvoda. Gips se također koristi u medicini za učvršćivanje kostiju u slučaju prijeloma.
Kalcijum hlorid CaCl 2 se koristi zajedno sa kuhinjskom solju za borbu protiv glacijacije trotoar. Kalcijum fluorid CaF 2 je odličan optički materijal.
kalcijuma u organizmu
Kalcijum je biogeni element (cm. BIOGENI ELEMENTI), stalno prisutan u tkivima biljaka i životinja. Važna komponenta mineralnog metabolizma životinja i ljudi i mineralne ishrane biljaka, kalcijum obavlja različite funkcije u organizmu. Sadrži apatit (cm. APATITI), kao i kalcijum sulfat i karbonat čini mineralnu komponentu koštanog tkiva. Ljudsko tijelo teško 70 kg sadrži oko 1 kg kalcija. Kalcijum je uključen u rad jonskih kanala (cm. IONSKI KANALI), vršeći transport tvari kroz biološke membrane, u prijenosu nervnog impulsa (cm. NERVI IMPULS), u procesu zgrušavanja krvi (cm. KOAGULACIJA KRVI) i đubrenje. Kalciferoli regulišu metabolizam kalcijuma u telu (cm. KALCIFEROLI)(vitamin D). Nedostatak ili višak kalcijuma dovodi do raznih bolesti – rahitisa (cm. rahitis), kalcifikacija (cm. KALCINOZA) itd. Stoga ljudska hrana treba da sadrži kalcijumove spojeve u pravim količinama (800-1500 mg kalcijuma dnevno). Sadržaj kalcijuma je visok u mliječnim proizvodima (kao što su svježi sir, sir, mlijeko), nekim povrćem i drugim namirnicama. Preparati kalcijuma se široko koriste u medicini.

enciklopedijski rječnik . 2009 .

Sinonimi:

Pogledajte šta je "kalcijum" u drugim rječnicima:

- (Ca) žuti sjajni i savitljivi metal. Specifična gravitacija 1.6. Rječnik strane reči uključeno u ruski jezik. Pavlenkov F., 1907. KALCIJUM (novi lat. kalcijum, od lat. calx kreč). Metal srebrne boje. Rječnik stranih riječi, ... ... Rečnik stranih reči ruskog jezika

KALCIJUM- KALCIJUM, Kalcijum, hem. element, char. Ca, sjajni, srebrno bijeli metal sa kristalnim. lom, koji spada u grupu zemnoalkalnih metala. Oud. težina 1,53; at. V. 40.07; tačka topljenja 808°. Sa je jedan od veoma ... ... Velika medicinska enciklopedija

- (Kalcijum), Ca, hemijski element II grupe periodnog sistema, atomski broj 20, atomska masa 40,08; odnosi se na zemnoalkalne metale; mp 842shC. Sadrži u koštanom tkivu kičmenjaka, školjkama mekušaca, ljusci jaja. Kalcijum ... ... Moderna enciklopedija

Metal je srebrno bijel, viskozan, savitljiv, brzo oksidira na zraku. Brzina topljenja pa 800 810°. U prirodi se javlja u obliku raznih soli, koje formiraju naslage krede, krečnjaka, mermera, fosforita, apatita, gipsa itd. Na žuti. dor… … Tehnički željeznički rječnik

- (lat. Kalcijum) Ca, hemijski element II grupe periodnog sistema, atomski broj 20, atomska masa 40,078, pripada zemnoalkalnim metalima. Naziv je od latinskog calx, genitiva calcis lime. Srebrno bijeli metal, ... ... Veliki enciklopedijski rječnik

- (simbol Ca), široko rasprostranjeni srebrno bijeli metal iz grupe ALKALNE ZEMLJE, prvi put je izolovan 1808. godine. Nalazi se u mnogim stijenama i mineralima, posebno u krečnjaku i gipsu, kao iu kostima. Doprinosi telu... Naučno-tehnički enciklopedijski rečnik

Ca (od lat. Calx, rod calcis lime *a. calcium; n. Kalzium; f. calcium; i. calcio), hem. element II grupa periodični. sistemi Mendeljejeva, at.s. 20, at. m. 40.08. Sastoji se od šest stabilnih izotopa: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), ... ... Geološka enciklopedija

KALCIJUM, kalcijum, pl. ne, mužu. (od lat. calx lime) (hemijski). Hemijski element je srebrno-bijeli metal koji se nalazi u kreču. Objašnjavajući Ušakovljev rječnik. D.N. Ushakov. 1935 1940 ... Objašnjavajući Ušakovljev rječnik

KALCIJUM, ja, muž. Hemijski element, mekani srebrno bijeli metal. | adj. kalcijum, oh, oh. kalcijumove soli. Objašnjavajući Ožegovov rječnik. S.I. Ozhegov, N.Yu. Shvedova. 1949 1992 ... Objašnjavajući Ožegovov rječnik

Muž. metala koji se sastoji hemijsku osnovu kreč. Kalcinirati šta, spaliti metal, so ili kamen. Kalcifikacija žena. akcija je, izgaranje, perekalka. Dahl's Explantatory Dictionary. IN AND. Dal. 1863 1866 ... Dahl's Explantatory Dictionary

Kalcijum je vrlo čest u prirodi u obliku razne veze. U zemljinoj kori zauzima peto mjesto sa 3,25%, a najčešće se nalazi u obliku krečnjaka CaCO3, dolomita CaCO3*MgCO3, gipsa CaSO4*2H2O, fosforita Ca3(PO4)2 i fluorita CaF2, ne računajući značajan udio kalcijuma u sastavu silikatnih stijena. Morska voda sadrži u prosjeku 0,04% (w/w) kalcija

Fizička i hemijska svojstva kalcijuma

Kalcijum je u podgrupi zemnoalkalnih metala II grupe periodnog sistema elemenata; serijski broj 20, atomska težina 40,08, valencija 2, atomska zapremina 25,9. Izotopi kalcijuma: 40 (97%), 42 (0,64%), 43 (0,15%), 44 (2,06%), 46 (0,003%), 48 (0,185%). Elektronska struktura atoma kalcija: 1s2, 2s2p6, 3s2p6, 4s2. Radijus atoma je 1,97 A, poluprečnik jona je 1,06 A. Do 300 ° kristali kalcijuma imaju oblik kocke sa centriranim plohama i veličinom stranice od 5,53 A, iznad 450 ° - heksagonalni oblik. Specifična težina kalcijuma je 1,542, tačka topljenja je 851°, tačka ključanja je 1487°, toplota fuzije je 2,23 kcal/mol, toplota isparavanja je 36,58 kcal/mol. Atomski toplotni kapacitet čvrstog kalcijuma Cp = 5,24 + 3,50*10v-3 T za 298-673°K i Cp = 6,29+1,40*10v-3T za 673-1124°K; za tečni kalcijum Cp = 7,63. Entropija čvrstog kalcijuma 9,95 ± 1, gasovitog na 25° 37,00 ± 0,01.
Pritisak pare čvrstog kalcijuma proučavao je Yu.A. Priselkov i A.N. Nesmeyanov, P. Douglas i D. Tomlin. Vrijednosti elastičnosti zasićene kalcijeve pare date su u tabeli. 1.

U pogledu toplotne provodljivosti, kalcijum se približava natrijumu i kalijumu, na temperaturama od 20-100 ° koeficijent linearne ekspanzije je 25 * 10v-6, na 20 ° električna otpornost je 3,43 μ ohm / cm3, od 0 do 100 °. temperaturni koeficijent električnog otpora je 0,0036. Elektrohemijski ekvivalent 0,74745 g/a*h. Vlačna čvrstoća kalcijuma 4,4 kg/mm2, tvrdoća po Brinelu 13, izduženje 53%, omjer redukcije 62%.
Kalcijum ima srebrno-bijelu boju, blista kada se razbije. Na zraku je metal prekriven tankim plavkasto-sivim filmom nitrida, oksida i djelomično kalcijum peroksida. Kalcijum je fleksibilan i savitljiv; može se obraditi strug, bušenje, sečenje, piljenje, presovanje, izvlačenje itd. Što je metal čišći, veća je njegova duktilnost.
U nizu napona, kalcij se nalazi među najelektronegativnijim metalima, što objašnjava njegovu visoku hemijsku aktivnost. Na sobnoj temperaturi kalcij ne reagira sa suhim zrakom, na 300° i više se intenzivno oksidira, a pri jakom zagrijavanju gori svijetlim narandžasto-crvenkastim plamenom. U vlažnom zraku, kalcijum se postepeno oksidira, pretvarajući se u hidroksid; With hladnom vodom reaguje relativno sporo, ali vruća voda snažno istiskuje vodonik, formirajući hidroksid.
Azot reaguje izrazito sa kalcijumom na 300° i veoma intenzivno na 900° da bi se formirao nitrid Ca3N2. Sa vodonikom na temperaturi od 400°, kalcijum formira hidrid CaH2. Sa suvim halogenima, sa izuzetkom fluora, kalcijum se ne vezuje na sobnoj temperaturi; intenzivno formiranje halogenida dolazi na 400° i više.
Jaka sumporna (65-60° Be) i dušična kiselina slabo djeluju na čisti kalcij. Od vodenih rastvora mineralnih kiselina veoma snažno deluju hlorovodonična kiselina, jaka azotna kiselina i slabo sumporna kiselina. U koncentriranim otopinama NaOH i u otopinama sode, kalcij se gotovo ne uništava.

Aplikacija

Kalcijum nalazi sve veću upotrebu u raznim industrijama. Nedavno je dobio veliki značaj kao redukciono sredstvo u proizvodnji niza metala. Čisti metalni uranijum se dobija redukcijom uranijum fluorida metalnim kalcijumom. Titanijum oksidi, kao i oksidi cirkonija, torija, tantala, niobija i drugih retkih metala mogu se reducirati kalcijumom ili njegovim hidridima. Kalcij je dobar deoksidant i degazator u proizvodnji bakra, nikla, krom-nikl legura, specijalnih čelika, nikla i kalajne bronce; uklanja sumpor, fosfor i ugljik iz metala i legura.
Kalcijum sa bizmutom stvara vatrostalna jedinjenja, pa se koristi za prečišćavanje olova od bizmuta.
Kalcijum se dodaje raznim lakim legurama. Doprinosi poboljšanju površine ingota, finoći i smanjenju oksidabilnosti. Legure ležajeva koje sadrže kalcij imaju široku primjenu. Legure olova (0,04% Ca) mogu se koristiti za izradu omotača kablova.
Kalcij se koristi za dehidraciju alkohola i rastvarača za odsumporavanje naftnih derivata. Za proizvodnju visokokvalitetnog poroznog betona koriste se legure kalcij-cinka ili legure cink-magnezija (70% Ca). Kalcijum je deo antifrikcionih legura (olovno-kalcijum babbits).
Zbog sposobnosti vezivanja kiseonika i azota, kalcijum ili legure kalcijuma sa natrijumom i drugim metalima koriste se za prečišćavanje plemenitih gasova i kao getter u vakuum radio opremi. Kalcij se također koristi za proizvodnju hidrida, koji je izvor vodonika terenski uslovi. Sa ugljikom, kalcij tvori kalcijum karbid CaC2, koji se koristi u velike količine da se dobije acetilen C2H2.

Istorija razvoja

Devi je prvi put dobio kalcijum u obliku amalgama 1808. godine koristeći elektrolizu vlažnog vapna sa živinom katodom. Bunsen je 1852. dobio amalgam s visokim sadržajem kalcija elektrolizom hlorovodonične kiseline rastvora kalcijum hlorida. Bunsen i Mathyssen su 1855. dobili čisti kalcij elektrolizom CaCl2, a Moissan elektrolizom CaF2. Godine 1893. Borchers je značajno poboljšao elektrolizu kalcijum hlorida primjenom katodnog hlađenja; Arndt je 1902. elektrolizom dobio metal koji sadrži 91,3% Ca. Ruff i Plata su koristili mješavinu CaCl2 i CaF2 da snize temperaturu elektrolize; Borchers i Stockem su dobili sunđer na temperaturi ispod tačke topljenja kalcijuma.
Rathenau i Süter su riješili problem elektrolitičke proizvodnje kalcija predlažući metodu elektrolize sa dodirnom katodom, koja je ubrzo postala industrijska. Bilo je mnogo prijedloga i pokušaja da se legure kalcija dobiju elektrolizom, posebno na tečnoj katodi. Prema F.O. Banzel, moguće je dobiti legure kalcija elektrolizom CaF2 uz dodatak soli ili fluoroksida drugih metala. Poulenet i Melan su dobili leguru Ca-Al na katodi tečnog aluminija; Kugelgen i Seward su proizveli leguru Ca-Zn na katodi cinka. Pripreme Ca-Zn legura proučavali su 1913. V. Moldengauer i J. Andersen, koji su također dobili legure Pb-Ca na olovnoj katodi. Koba, Simkins i Gire koristili su olovnu katodnu ćeliju od 2000 A i proizveli leguru sa 2% Ca pri trenutnoj efikasnosti od 20%. I. Tselikov i V. Wazinger dodali su NaCl u elektrolit da bi dobili leguru sa natrijumom; R.R. Syromyatnikov je promiješao leguru i postigao 40-68% strujne efikasnosti. Legure kalcija sa olovom, cinkom i bakrom proizvode se elektrolizom u industrijskim razmjerima.
Termička metoda dobijanja kalcijuma izazvala je veliko interesovanje. Aluminotermnu redukciju oksida otkrio je 1865. godine H.H. Beketov. Godine 1877. Malet je otkrio interakciju mješavine oksida kalcijuma, barijuma i stroncijuma sa aluminijumom kada se zagrevaju. Winkler je pokušao da te iste okside redukuje magnezijumom; Bilz i Wagner, reducirajući kalcijum oksid u vakuumu sa aluminijumom, dobili su nizak prinos metala.Gunz 1929. godine postiže najbolje rezultate. A.I. Voinitsky je 1938. reducirao kalcijev oksid aluminijumom i silikonskim legurama u laboratoriji. Metoda je patentirana 1938. godine. Na kraju Drugog svjetskog rata, termalna metoda je korištena u industriji.
Caron je 1859. godine predložio metodu za dobijanje legura natrijuma sa zemnoalkalnim metalima djelovanjem metalnog natrijuma na njihove kloride. Po ovoj metodi dobija se kalcijum (i barin) u leguri sa olovom.Do Drugog svetskog rata industrijska proizvodnja kalcijuma elektrolizom obavljala se u Nemačkoj i Frakciji. U Biterfeldu (Nemačka) u periodu od 1934. do 1939. godine proizvodilo se 5-10 tona kalcijuma godišnje.Potrebe SAD za kalcijumom pokrivale su se uvozom, koji je iznosio 10-25 g godišnje u periodu 1920-1940. Od 1940. godine, kada je uvoz iz Francuske prestao, Sjedinjene Države su počele da same proizvode kalcijum u značajnim količinama elektrolizom; na kraju rata počeli su da dobijaju kalcijum vakuum termičkom metodom; prema S. Loomisu, njegova proizvodnja je dostigla 4,5 tona dnevno. Prema Minerale Yarbuk, Dominium Magnesium u Kanadi proizvodi kalcijum godišnje:

Informacije o skali oslobađanja kalcija za poslednjih godina nedostaje.

22.07.2019

Aluminijske konstrukcije su pouzdane u upotrebi, mogu trajati decenijama. Međutim, da bi se osiguralo ovako dugo operativno ...

22.07.2019

Mnogi vlasnici polovnih vozila razmišljaju o prodaji automobila na staro. Zastarjeli uzorci Žigulija, Volge i Moskviča nisu ...

20.07.2019

Prvih dana jula ove godine, Nacionalna aluminijumska kompanija, korporacija iz Indije, predstavila je svoj projekat kapitalnih investicija za blisku budućnost. ona ide...

20.07.2019

Nije tajna da su kablovski proizvodi dizajnirani za određeni period rada, kao i za skladištenje. Nakon što je završen, potrebno je u obaveznom...

20.07.2019

Određene poteškoće mogu nastati prilikom odabira i kupovine klizna kapija. Postoji mnogo varijanti takvih proizvoda. Međusobno se razlikuju po dizajnu, ...

20.07.2019

Granitni spomenici su moćni i monumentalni, ali i oni, kao i svi ostali proizvodi, zahtijevaju pažljivo i redovno održavanje. Granit se lako održava...

Kalcijum- element 4. perioda i PA grupe periodnog sistema, serijski broj 20. Elektronska formula atoma je [ 18 Ar] 4s 2, oksidaciona stanja +2 i 0. Odnosi se na zemnoalkalne metale. Ima nisku elektronegativnost (1,04), ispoljava metalna (bazna) svojstva. Formira (kao kation) brojne soli i binarna jedinjenja. Mnoge kalcijumove soli su slabo rastvorljive u vodi. U prirodi - šesto po hemijskom obilju, element (treći među metalima) je u vezana forma. Neophodan element za sve organizme.Nedostatak kalcijuma u zemljištu nadoknađuje se primenom krečnih đubriva (CaCO 3 , CaO, kalcijum cijanamid CaCN 2 itd.). Kalcijum, kalcijum kation i njegovi spojevi boje plamen plinskog plamenika u tamno narandžastu boju ( kvalitativna detekcija).

Calcium Ca

Srebrno-bijeli metal, mekan, duktilan. U vlažnom vazduhu tamni i postaje prekriven filmom CaO i Ca(OH) 2. Vrlo reaktivan; zapali se kada se zagrije na zraku, reagira s vodikom, hlorom, sumporom i grafitom:

Redukuje druge metale iz njihovih oksida (industrijski važna metoda je calciumthermy):

Potvrda kalcijum u industrija:

Kalcij se koristi za uklanjanje nemetalnih nečistoća iz metalnih legura, kao komponenta lakih i antifrikcionih legura, za izolaciju rijetkih metala od njihovih oksida.

Kalcijum oksid CaO

bazični oksid. Tehnički naziv je gašeno vapno. Bijela, visoko higroskopna. Ima jonsku strukturu Ca 2+ O 2- . Vatrostalna, termički stabilna, isparljiva pri paljenju. Apsorbira vlagu i ugljični dioksid iz zraka. Snažno reaguje sa vodom (visoka egzo- efekat), stvara jako alkalnu otopinu (moguća je precipitacija hidroksida), proces se naziva gašenje vapna. Reaguje sa kiselinama, oksidima metala i nemetala. Koristi se za sintezu drugih jedinjenja kalcijuma, u proizvodnji Ca (OH) 2, CaC 2 i mineralna đubriva, kao fluks u metalurgiji, katalizator u organskoj sintezi, komponenta veziva u građevinarstvu.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda CaO u industriji– pečenje krečnjaka (900-1200 °S):

CaCO3 = CaO + CO2

Kalcijum hidroksid Ca(OH) 2

bazični hidroksid. Tehnički naziv je gašeno vapno. Bijela, higroskopna. Ima jonsku strukturu Ca 2+ (OH -) 2. Razlaže se na umjerenoj vatri. Apsorbira vlagu i ugljični dioksid iz zraka. Slabo rastvorljiv u hladnoj vodi (nastaje alkalni rastvor), još manje u kipućoj vodi. Bistra otopina (vapnena voda) brzo postaje mutna zbog taloženja hidroksida (suspenzija se zove krečno mlijeko). Kvalitativna reakcija na ion Ca 2+ je prolazak ugljičnog dioksida kroz krečnu vodu s pojavom taloga CaCO 3 i njegovim prelaskom u otopinu. Reagira sa kiselinama i kiselim oksidima, ulazi u reakcije ionske izmjene. Koristi se u proizvodnji stakla, kreča za bijeljenje, mineralnih đubriva vapna, za kaustifikaciju sode i omekšavanje slatke vode, kao i za pripremu krečnih maltera - smjesa za tijesto (pijesak + gašeno vapno + voda), koji služi kao vezivo za kamen i zidanje, završna obrada (žbukanje) zidova i druge građevinske namjene. Stvrdnjavanje ("zauzimanje") takvih otopina je zbog apsorpcije ugljičnog dioksida iz zraka.

Među svim elementima periodnog sistema može se izdvojiti nekoliko, bez kojih ne samo da je moguće razviti različite bolesti u živim organizmima, već je općenito nemoguće normalno živjeti i rasti. Jedan od njih je kalcijum.

Zanimljivo, kada je u pitanju ovaj metal, kao jednostavna supstanca, on nema nikakvu korist za čoveka, čak ni štetu. Međutim, treba samo pomenuti ione Ca 2+, jer odmah postoji masa tačaka koje karakterišu njihov značaj.

Položaj kalcijuma u periodnom sistemu

Karakterizacija kalcijuma, kao i svakog drugog elementa, počinje naznakom njegovog položaja u periodičnom sistemu. Na kraju krajeva, to omogućava da se nauči mnogo o ovom atomu:

nuklearno punjenje;
broj elektrona i protona, neutrona;
oksidacijsko stanje, više i niže;
elektronska konfiguracija i druge važne stvari.

Element koji razmatramo nalazi se u četvrtom velikom periodu druge grupe, glavne podgrupe i ima redni broj 20. Takođe, hemijski periodni sistem pokazuje atomsku težinu kalcijuma - 40,08, što je prosečna vrednost postojećeg izotopi ovog atoma.

Oksidacijsko stanje je jedan, uvijek konstantno, jednako +2. CaO formula. Latinski naziv za element je kalcijum, otuda i simbol za atom Ca.

Karakterizacija kalcijuma kao jednostavne supstance

U normalnim uslovima, ovaj element je metal, srebrno-bele boje. Kalcijum formula kao jednostavna supstanca- Sa. Zbog svoje visoke hemijske aktivnosti, u stanju je da formira mnoga jedinjenja koja pripadaju različitim klasama.

U čvrstom agregacijskom stanju nije dio ljudskog tijela, stoga je važan za industrijske i tehničke potrebe (uglavnom hemijske sinteze).

Jedan je od najčešćih metala po svom udjelu u zemljinoj kori, oko 1,5%. Spada u grupu zemnoalkalnih, jer kada se rastvori u vodi daje alkalije, ali se u prirodi javlja u obliku više minerala i soli. U morskoj vodi nalazi se dosta kalcijuma (400 mg/l).

Kristalna ćelija

Karakteristika kalcija se objašnjava strukturom kristalne rešetke, koja može biti dva tipa (pošto postoji alfa i beta oblik):

kubično lice-centrično;
volume-centric.

Vrsta veze u molekuli je metalna, na mjestima rešetke, kao i kod svih metala, nalaze se atom-joni.

Biti u prirodi

U prirodi postoji nekoliko osnovnih supstanci koje sadrže ovaj element.

Morska voda.
Stene i minerali.
Živi organizmi (školjke i školjke, koštanog tkiva i tako dalje).
Podzemne vode u zemljinoj kori.

Mogu se identificirati sljedeće vrste stijena i minerala, koji su prirodni izvori kalcija.

Dolomit je mješavina kalcijum i magnezijum karbonata.
Fluorit je kalcijum fluorid.
Gips - CaSO 4 2H 2 O.
Kalcit - kreda, krečnjak, mermer - kalcijum karbonat.
Alabaster - CaSO 4 0,5H 2 O.
Apatity.

Ukupno je izolirano oko 350 različitih minerala i stijena koje sadrže kalcij.

Kako doći

Dugo vremena nije bilo moguće izolirati metal u slobodnom obliku, budući da je njegova kemijska aktivnost visoka, nećete ga naći u prirodi u čistom obliku. Stoga je sve do 19. vijeka (1808.) predmetni element bio još jedna misterija koju je nosio periodni sistem.

Kalcijum kao metal mogao je sintetizirati engleski hemičar Humphrey Davy. On je prvi otkrio karakteristike interakcije talina čvrstih minerala i soli sa strujni udar. Do danas je još uvijek najrelevantniji način dobivanja ovog metala elektroliza njegovih soli, kao što su:

mješavina kalcijevih i kalijevih hlorida;
mješavina fluorida i kalcijum hlorida.

Također je moguće ekstrahirati kalcij iz njegovog oksida korištenjem aluminotermne metode uobičajene u metalurgiji.

Fizička svojstva

Karakterizacija kalcijuma u smislu fizičkih parametara može se opisati u nekoliko tačaka.

Agregatno stanje - u normalnim uslovima, čvrsto.
Tačka topljenja - 842 0 S.
Metal je mekan i može se rezati nožem.
Boja - srebrno-bela, sjajna.
Ima dobre provodne i toplotne osobine.
Produženim zagrijavanjem prelazi u tečno, a zatim u parno stanje, gubeći svoja metalna svojstva. Tačka ključanja 1484 0 S.

Fizička svojstva kalcijuma imaju jednu osobinu. Kada se na metal izvrši pritisak, on u nekom trenutku gubi svoja metalna svojstva i sposobnost da provodi električnu energiju. Međutim, s daljnjim povećanjem ekspozicije, on se ponovo obnavlja i manifestira se kao supravodič, nekoliko puta veći od ostalih elemenata u smislu ovih pokazatelja.

Hemijska svojstva

Aktivnost ovog metala je veoma visoka. Stoga postoje mnoge interakcije u koje kalcijum ulazi. Reakcije sa svim nemetalima su mu uobičajene, jer je kao redukciono sredstvo veoma jak.

U normalnim uslovima lako reaguje formiranjem odgovarajućih binarnih jedinjenja sa: halogenima, kiseonikom.
Kada se zagreju: vodonik, azot, ugljenik, silicijum, fosfor, bor, sumpor i dr.
On na otvorenom odmah stupa u interakciju s ugljičnim dioksidom i kisikom, stoga postaje prekriven sivim premazom.
Burno reaguje sa kiselinama, ponekad paljenjem.

Zanimljiva svojstva kalcijuma se manifestuju kada je u pitanju u sastavu soli. Dakle, prekrasne špilje koje rastu na stropu i zidovima nisu ništa drugo nego nastale tokom vremena od vode, ugljičnog dioksida i bikarbonata pod utjecajem procesa unutar podzemnih voda.

S obzirom na to koliko je metal aktivan u svom normalnom stanju, on se skladišti u laboratorijama, kao i alkalni. U posudi od tamnog stakla, sa dobro zatvorenim poklopcem i ispod sloja kerozina ili parafina.

Kvalitativna reakcija na jon kalcija je boja plamena u prekrasnoj, zasićenoj ciglenocrvenoj boji. Takođe je moguće identifikovati metal u sastavu jedinjenja po nerastvorljivim precipitatima nekih njegovih soli (kalcijum karbonat, fluorid, sulfat, fosfat, silikat, sulfit).

metalne veze

Vrste metalnih spojeva su sljedeće:

oksid;
hidroksid;
kalcijeve soli (srednje, kisele, bazične, dvostruke, kompleksne).

Kalcijum oksid poznat kao CaO koristi se za stvaranje građevinskog materijala (kreč). Ako oksid ugasite vodom, dobijate odgovarajući hidroksid, koji pokazuje svojstva lužine.

veliki praktična vrijednost imaju potpuno različite soli kalcijuma, koje se koriste u različitim sektorima privrede. Koje vrste soli postoje, već smo spomenuli gore. Navedimo primjere vrsta ovih spojeva.

Srednje soli - CaCO 3 karbonat, Ca 3 fosfat (PO 4) 2 i druge.
Kiselo - hidrosulfat CaHSO 4.
Glavni su bikarbonat (CaOH) 3 PO 4.
Kompleks - Cl 2.
Dvostruki - 5Ca (NO 3) 2 * NH 4 NO 3 * 10H 2 O.

U obliku je jedinjenja ovu klasu Kalcijum je važan za biološke sisteme, jer su soli izvor jona za telo.

Biološka uloga

Zašto je kalcijum važan za ljudski organizam? Postoji nekoliko razloga.

Upravo su joni ovog elementa dio međućelijske tvari i tkivne tekućine, učestvujući u regulaciji mehanizama ekscitacije, proizvodnji hormona i neurotransmitera.
Kalcijum se akumulira u kostima, zubnoj caklini u količini od oko 2,5% ukupne telesne težine. Ovo je dosta i igra važnu ulogu u jačanju ovih struktura, održavanju njihove snage i stabilnosti. Rast tijela bez toga je nemoguć.
Zgrušavanje krvi zavisi i od jona u pitanju.
Dio je srčanog mišića, sudjeluje u njegovoj ekscitaciji i kontrakciji.
Učesnik je procesa egzocitoze i drugih intracelularnih promjena.

Ako količina unesenog kalcija nije dovoljna, dolazi do razvoja bolesti kao što su:

rahitis;
osteoporoza;
bolesti krvi.

Dnevna norma za odraslu osobu je 1000 mg, a za djecu od 9 godina 1300 mg. Kako bi se spriječio višak ovog elementa u tijelu, naznačenu dozu ne treba prekoračiti. U suprotnom se mogu razviti crijevne bolesti.

Za sva druga živa bića kalcijum nije ništa manje važan. Na primjer, iako mnogi nemaju kostur, vanjsko sredstvo za njihovo jačanje su također formacije ovog metala. Među njima:

školjke;
dagnje i kamenice;
spužve;
koralni polipi.

Svi oni nose na leđima ili, u principu, u procesu života formiraju neku vrstu vanjskog kostura koji ih štiti od vanjskih utjecaja i grabežljivaca. Njegov glavni sastojak su soli kalcijuma.

Kralježnjacima, kao i ljudima, ovi joni trebaju za normalan rast i razvoj i primaju ih hranom.

Postoji mnogo opcija pomoću kojih je moguće nadoknaditi nedostajuću normu elementa u tijelu. Najbolje od svega, naravno, prirodne metode - proizvodi koji sadrže željeni atom. Međutim, ako je to iz nekog razloga nedovoljno ili nemoguće, medicinski put je također prihvatljiv.

Dakle, lista namirnica koje sadrže kalcijum je otprilike ovako:

mliječni i kiselo-mliječni proizvodi;
riba;
zelenilo;
žitarice (heljda, pirinač, peciva od integralnog brašna);
neki agrumi (narandže, mandarine);
mahunarke;
svi orasi (posebno bademi i orasi).

Ako ste alergični na neke proizvode ili ih ne možete koristiti iz nekog drugog razloga, tada će preparati koji sadrže kalcij pomoći da nadoknadite nivo željenog elementa u tijelu.

Sve su to soli ovog metala, koje imaju sposobnost da ih tijelo lako apsorbira, brzo se apsorbiraju u krv i crijeva. Među njima, najpopularniji i korišteni su sljedeći.

Kalcijum hlorid - rastvor za injekcije ili za oralnu primenu kod odraslih i dece. Razlikuje se po koncentraciji soli u sastavu, koristi se za "vruće injekcije", jer pri ubrizgavanju izaziva upravo takav osjećaj. Postoje oblici sa voćnim sokom koji olakšavaju gutanje.
Dostupne u obliku tableta (0,25 ili 0,5 g) i rastvora za intravenske injekcije. Često u obliku tableta sadrži razne voćne aditive.
Kalcijum laktat - dostupan u tabletama od 0,5 g.

Prirodna jedinjenja kalcija (kreda, mermer, krečnjak, gips) i njihovi najjednostavniji proizvodi za preradu (kreč) poznati su ljudima od davnina. Godine 1808. engleski hemičar Humphry Davy elektrolizirao je mokro gašeno vapno (kalcijum hidroksid) sa živinom katodom i dobio kalcijum amalgam (legura kalcijuma i žive). Iz ove legure, otjeravši živu, Davy je dobio čisti kalcijum.
Predložio je i naziv novog hemijskog elementa, od latinskog "calx" koji označava naziv krečnjaka, krede i drugog mekog kamenja.

Biti u prirodi i dobiti:

Kalcijum je peti najzastupljeniji element u zemljinoj kori (više od 3%), formira mnoge stene, od kojih su mnoge zasnovane na kalcijum karbonatu. Neke od ovih stijena su organskog porijekla (školjke), što pokazuje važnu ulogu kalcija u divljini. Prirodni kalcijum je mješavina 6 izotopa s masenim brojevima od 40 do 48, pri čemu 40 Ca čini 97% ukupnog broja. Drugi izotopi kalcija također su dobiveni nuklearnim reakcijama, na primjer, radioaktivni 45 Ca.
Da bi se dobila jednostavna tvar kalcija, koristi se elektroliza taline njegovih soli ili aluminotermija:
4CaO + 2Al \u003d Ca (AlO 2) 2 + 3Ca

Fizička svojstva:

Srebrno-sivi metal sa kubičnom rešetkom usredsređenom na lice, mnogo tvrđi od alkalnih metala. Tačka topljenja 842°C, tačka ključanja 1484°C, gustina 1,55 g/cm 3 . Pri visokim pritiscima i temperaturama oko 20 K prelazi u stanje superprovodnika.

Hemijska svojstva:

Kalcijum nije tako aktivan kao alkalni metali, ali se mora skladištiti ispod sloja mineralnog ulja ili u dobro zatvorenim metalnim bačvama. Već na običnoj temperaturi reaguje sa kiseonikom i azotom u vazduhu, kao i sa vodenom parom. Kada se zagrije, gori na zraku s crveno-narandžastim plamenom, stvarajući oksid s primjesom nitrida. Kao i magnezij, kalcij nastavlja sagorijevati u atmosferi ugljičnog dioksida. Kada se zagrije, reagira s drugim nemetalima, stvarajući spojeve koji nisu uvijek očigledni u sastavu, na primjer:
Ca + 6B = CaB 6 ili Ca + P => Ca 3 P 2 (takođe CaP ili CaP 5)
U svim svojim spojevima, kalcij ima oksidacijsko stanje +2.

Najvažnije veze:

Kalcijum oksid CaO- ("živi kreč") bijela tvar, alkalni oksid, snažno reagira s vodom ("ugašen") pretvarajući se u hidroksid. Dobija se termičkom razgradnjom kalcijum karbonata.

Kalcijum hidroksid Ca(OH) 2- ("gašeno kreč") bijeli prah, slabo rastvorljiv u vodi (0,16g/100g), jaka alkalija. Za detekciju ugljičnog dioksida koristi se otopina ("vapnena voda").

Kalcijum karbonat CaCO 3- osnova većine prirodnih minerala kalcijuma (kreda, mermer, krečnjak, školjka, kalcit, islandski špart). U svom čistom obliku, tvar je bijela ili bezbojna. kristali, Kada se zagrije (900-1000 C) se raspada, formirajući kalcijum oksid. Nije p-rim, reagira s kiselinama, može se otopiti u vodi zasićenoj ugljičnim dioksidom, pretvarajući se u bikarbonat: CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2. Obrnuti proces dovodi do stvaranja naslaga kalcijum karbonata, posebno formacija kao što su stalaktiti i stalagmiti.
U prirodi se javlja iu sastavu dolomita CaCO 3 *MgCO 3

Kalcijum sulfat CaSO 4- bijela supstanca, u prirodi CaSO 4 * 2H 2 O ("gips", "selenit"). Potonji, kada se pažljivo zagrije (180 C), prelazi u CaSO 4 * 0,5 H 2 O ("sagoreli gips", "alabaster") - bijeli prah, kada se pomiješa s vodom, ponovo formirajući CaSO 4 * 2H 2 O u oblik čvrstog, dovoljno čvrstog materijala. Slabo rastvorljiv u vodi, u višku sumporne kiseline može se rastvoriti, formirajući hidrosulfat.

Kalcijum fosfat Ca 3 (PO 4) 2- ("fosforit"), nerastvorljiv, pod uticajem jakih kiselina prelazi u rastvorljivije kalcijum hidro- i dihidrogen fosfate. Sirovina za proizvodnju fosfora, fosforne kiseline, fosfatnih đubriva. Kalcijum fosfati su takođe deo apatita, prirodnih jedinjenja sa približnom formulom Ca 5 3 Y, gde je Y = F, Cl, odnosno OH, fluor, hlor ili hidroksiapatit. Uz fosforit, apatiti su dio koštanog skeleta mnogih živih organizama, uklj. i osobu.

Kalcijum fluorid CaF 2 - (prirodno:"fluorit", "fluorit"), nerastvorljiv u bijelom. Prirodni minerali imaju različite boje zbog nečistoća. Svjetli u mraku kada se zagrije i kada je izložen UV zračenju. Povećava fluidnost ("taljivost") šljake u proizvodnji metala, što je razlog njene upotrebe kao fluksa.

Kalcijum hlorid CaCl 2- bezbojno crist. in-in bunar r-rimoe u vodi. Formira hidratizirani CaCl 2 *6H 2 O. Bezvodni („fuzionirani“) kalcijum hlorid je dobro sredstvo za sušenje.

Kalcijum nitrat Ca(NO 3) 2- ("kalcijum nitrat") bezbojan. crist. in-in bunar r-rimoe u vodi. Komponenta pirotehničke kompozicije, dajući plamenu crveno-narandžastu boju.

Kalcijum karbid CaS 2- reagira s vodom, formirajući acetilen, na primjer: CaS 2 + H 2 O \u003d C 2 H 2 + Ca (OH) 2

primjena:

Metalni kalcij se koristi kao jako redukciono sredstvo u proizvodnji nekih teško povrativih metala („izraz kalcija“): hroma, rijetkih zemnih elemenata, torija, uranijuma itd. U metalurgiji bakra, nikla, specijalnih čelika i bronza, kalcij i njegove legure se koriste za uklanjanje štetnih nečistoća sumpora, fosfora, viška ugljika.
Kalcijum se takođe koristi za vezivanje malih količina kiseonika i azota u proizvodnji visokog vakuuma i prečišćavanju inertnih gasova.
Ioni 48Ca sa viškom neutrona koriste se za sintezu novih hemijski elementi, na primjer element br. 114, . Drugi izotop kalcijuma, 45 Ca, koristi se kao radioaktivni tragač u proučavanju biološke uloge kalcijuma i njegove migracije u životnoj sredini.

Glavno polje primjene brojnih spojeva kalcija je proizvodnja građevinski materijal(cement, građevinske mješavine, suhozid itd.).

Kalcijum je jedan od makronutrijenata u sastavu živih organizama, formirajući spojeve neophodne za izgradnju kako unutrašnjeg skeleta kičmenjaka tako i spoljašnjeg skeleta mnogih beskičmenjaka, ljuske jajeta. Joni kalcija također su uključeni u regulaciju unutarćelijskih procesa, uzrokuju zgrušavanje krvi. Nedostatak kalcijuma u djetinjstvo dovodi do rahitisa, kod starijih - do osteoporoze. Mlečni proizvodi, heljda, orasi služe kao izvor kalcijuma, a njegovoj apsorpciji doprinosi vitamin D. U slučaju nedostatka kalcijuma koriste se različiti preparati: kalceks, rastvor kalcijum hlorida, kalcijum glukonat itd.
Maseni udio kalcijuma u ljudskom tijelu je 1,4-1,7%, dnevna potreba je 1-1,3 g (u zavisnosti od starosti). Prekomjerni unos kalcija može dovesti do hiperkalcemije – taloženja njegovih spojeva u unutrašnjim organima, stvaranja krvnih ugrušaka u krvnim žilama. Izvori:
Kalcijum (element) // Wikipedia. URL: http://ru.wikipedia.org/wiki/Calcium (datum pristupa: 3.01.2014).
Popularna biblioteka hemijskih elemenata: Kalcijum. // URL: http://n-t.ru/ri/ps/pb020.htm (3.01.2014).